TEMA 7: EQUILIBRIO QUÍMICA IB

EQUILIBRIO Reacciones reversibles: equilibrio químico La ley del equilibrio químico Cálculos en equilibrios homogéneos en fase gas El cociente de reacción La constante de equilibrio Kp Relación entre Kc y Kp Equilibrios heterogéneos

Reacciones reversibles. Equilibrio químico Existen reacciones en las que los reactivos no se transforman totalmente en productos ya que vuelven a reaccionar entre sí para formar de nuevo los reactivos, son las reacciones reversibles. Se denomina estado de equilibrio químico de una reacción reversible al estado final del sistema en el que las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales y las concentraciones de las sustancias que intervienen se mantienen constantes.

Reacciones reversibles. Equilibrio químico El equilibrio químico es un estado dinámico, hay una incesante transformación química de las sustancias en los dos sentidos de la reacción reversible.

La ley del equilibrio químico Para todo equilibrio homogéneo (todas las especies químicas están en la misma fase), a una temperatura dada, existe una relación constante entre las concentraciones de las sustancias en el equilibrio cuyo valor numérico se denomina constante de equilibrio de la reacción Kc Esta expresión se conoce con el nombre de ley de acción de masas.

La ley del equilibrio químico El valor numérico de Kc proporciona información acerca del progreso de la reacción y su rendimiento: Si Kc tiene un valor muy grande (Kc >> 1) el equilibrio está desplazado a la derecha. Si Kc tiene un valor muy pequeño (Kc <<1) el equilibrio está desplazado a la izquierda. El valor de Kc depende de la formulación de la ecuación estequiométrica y del orden de los dos miembros de la ecuación. H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) ½ H2 (g) + ½ I2 (g) ↔ HI (g) Si escribimos la reacción en forma inversa: 2 HI (g) ↔ H2 (g) + I2 (g)

La ley del equilibrio químico Si una reacción puede expresarse como suma de dos o más reacciones, la constante de equilibro de la reacción total es igual al producto de las constante de equilibrio de las reacciones parciales. Cambio en la ecuación de la reacción Expresión de la constante de equilibrio Constante de equilibrio Reacción inversa Inversa de la expresión 1/Kc Mitad de los coeficientes Raíz cuadrada de la expresión Kc1/2 Coeficientes dobles Cuadrado de la expresión Kc2 Suma de ecuaciones Producto de las expresiones Kc = Kc1 x Kc2 x…

Cálculos en equilibrios homogéneos en fase gas En un recipiente de 0.50 L se introdujeron 2 moles de bromo y 3 moles de hidrógeno. Al alcanzarse el equilibrio a cierta temperatura, el valor de Kc es 0.50. Calcula las concentraciones de las tres sustancias presentes en el equilibrio. Br2 (g) + H2 (g) ↔ 2 HBr (g) Br2 H2 HBr Moles iniciales 2 3 Cambios para llegar al equilibrio -x 2x Moles en el equilibrio 2-x 3-x Concentración en el equilibrio (2-x)/0.5 (3-x)/0.5 2x/0.5

Cálculos en equilibrios homogéneos en fase gas Se sustituye en la constante de equilibrio: x1 = 0.64; x2 = -1.35 La solución negativa no tiene significado real. Sustituyendo la solución positiva en las concentraciones de equilibrio:

El cociente de reacción El cociente de reacción Qc es el valor que se obtiene al sustituir las concentraciones de una mezcla reaccionante en la expresión de Kc correspondiente a la reacción en el estado de equilibrio Qc nos sirve para establecer si una mezcla está o no en equilibrio y en qué sentido deberá progresar para llegar a él Qc>Kc: el sistema no está en equilibrio y progresará más hacia la izquierda Qc= Kc: el sistema está en equilibrio Qc<Kc: el sistema no está en equilibrio y progresará más hacia la derecha El hecho de que una mezcla de reacción tenga mayor tendencia a progresar en un sentido que en otro no indica nada acerca de la rapidez con que se materialice esta tendencia

La constante de equilibrio Kp En equilibrios entre sustancias en fase gaseosa, es útil introducir una nueva constante que expresa la ley de equilibrio en función de las presiones parciales de los gases de la mezcla: Kp Para un sistema en equilibrio homogéneo entre gases: aA (g) + bB (g) ↔ cC (g) + dD (g) Como sucede con Kc, el valor de Kp: Es característico de cada equilibrio, pero depende de los coeficientes estequiométricos de la ecuación Varía con la temperatura Es independiente de las cantidades iniciales de reactivos y productos

Relación entre Kc y Kp Presión parcial de un gas en una mezcla de gases es la presión que ejercería este gas si ocupara él solo todo el volumen de la mezcla, a la misma temperatura: PA V = nA RT La presión parcial de un gas es directamente proporcional a su concentración molar: PA = (nA/V) RT = [A] RT Para el sistema en equilibrio: aA (g) + bB(g) ↔ cC (g) + dD (g)

Equilibrios heterogéneos Cuando las sustancias presentes en el equilibrio no están en la misma fase, se dice que el equilibrio es heterogéneo. En este tipo de equilibrios ha de tenerse en cuenta que en el transcurso de la reacción la concentración molar de los sólidos y de los líquidos, a una temperatura determinada, es constante, sólo depende de su densidad. Para cualquier equilibrio heterogéneo, en las expresiones de las constantes Kc y Kp no se incluyen las concentraciones molares ni las presiones parciales, respectivamente, de las sustancias presentes como sólidos o líquidos puros. CaCO3 (s) ↔ CaO (s) + CO2 (g) Kc = [CO2] Kp = P(CO2)

Principio de Le Chatelier “Una alteración externa de los factores (temperatura, presión o concentraciones) que intervienen en un equilibrio induce un reajuste del sistema para reducir el efecto de dicha alteración y establecer un nuevo estado de equilibrio” (Principio de Le Chatelier) Efecto de un cambio en las concentraciones: Si aumenta la concentración de un reactivo o producto, el sistema se desplaza en el sentido en que se consuma dicha sustancia. Si disminuye la concentración de un reactivo o producto, el sistema se desplaza en el sentido en que se produzca dicha sustancia. N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) Si aumenta la concentración de hidrógeno el sistema lo contrarrestará consumiendo hidrógeno y nitrógeno y produciendo más amoníaco: se desplazará a la derecha. Si aumenta la concentración de amoníaco, el sistema lo contrarrestará consumiendo amoníaco y produciendo hidrógeno y nitrógeno: se desplazará a la izquierda.

Principio de Le Chatelier Efecto de cambios de presión por variación de volumen: El aumento de la presión, a temperatura constante, supone una disminución del volumen y el aumento de la concentración molar de los gases. En consecuencia, se incrementará el número de moléculas por unidad de volumen. Si aumenta la presión, el sistema se desplaza en el sentido en que hay disminución del número de moles de gas y, por tanto, de moléculas. Si disminuye la presión, el sistema se desplaza en el sentido en que hay aumento del número de moles de gas, y por tanto, de moléculas.

Principio de Le Chatelier Efecto de los cambios de temperatura: La variación de la temperatura afecta al valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp. Se sabe experimentalmente que, al elevar la temperatura, la constante Kc aumenta si la reacción directa es endotérmica, y disminuye si la reacción directa es exotérmica. Si aumenta la temperatura, el sistema se desplaza en el sentido de la reacción endotérmica. Si disminuye la temperatura, el sistema se desplaza en el sentido de la reacción exotérmica.

Efecto de los catalizadores En un sistema en equilibrio, el catalizador disminuye en igual magnitud la energía de activación de la reacción directa que la de la reacción inversa. La presencia de un catalizador no afectará a la constante de equilibrio ni producirá desplazamiento alguno en él, sólo afectará a la rapidez con que se alcance el estado de equilibrio.

Bibliografía BYLIKIN, S. et al. (2014) Chemistry. Great Britain: Oxford GARCÍA POZO, T. y GARCÍA-SERNA, J. (2003) Química 2º Bachillerato. Barcelona: Edebé