EQUILIBRIO QUIMICO

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EQUILIBRIO QUIMICO
Cuando se está en presencia de una reacción química reversible, los
reactivos se combinan para formar productos a una determinada
velocidad y los productos también se combinan para formar reactivos.
Es decir, la reacción toma también el sentido inverso. Este doble sentido
en las reacciones que es muy común en química. En estas reacciones se llega a un punto de equilibrio
dinámico cuando ambas velocidades se igualan. Equilibrio dinámico se refiere a que las moléculas no
cesan en su movimiento, sino que las sustancias siguen combinándose formando tanto productos como
reactivos. El equilibrio químico se representa a través de una expresión matemática llamada constante
de equilibrio.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
En una reacción hipotética:
a A + b B<——–> c C + d D
La constante de equilibrio esta dado por:
Kc = [D] d. [C]c
**Kc= constante hallada con la masa n
[A] a. [B]b
a,b,c,d = constantes de equilibrio. Está dado en moles.
[ ] = significa concentración molar. Relacionada con la Molaridad.
La constante de equilibrio químico es igual: al producto de las concentraciones de los productos
elevados a sus coeficientes estequiométricos (c y d) dividido por el producto de las concentraciones de
los reactivos elevados a sus coeficientes estequiométricos (a y b). Estos coeficientes son
los números que equilibran a las reacciones químicas. La constante no varía, por eso es constante. Solo
depende de la temperatura. A cada temperatura distinta habrá valores diferentes de constantes para la
misma reacción. Con respecto a las unidades de Ke, estas dependerán de la expresión matemática de
cada caso en particular.
Según el valor que tenga la K de equilibrio, se tendrá una idea certera de lo completa que puede llegar a
ser una reacción. Si la constante K es grande, mucho mayor que 1, K>>1
la reacción tiende a
completarse bastante a favor de los productos. Caso contrario sucede si la K<<1 es muy pequeña.
Nota: La constante NO tiene unidades.
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Análisis gráfico:
Note que en el eje Y de la variable dependiente que
grafica la concentración, es medida en unidad de
moles por litro es decir Molaridad.
En el tiempo “t=0” cuando inicia la reacción
química, no hay moles de productos pero si de
reactivos. A medida que transcurre el tiempo,
disminuye la concentración molar de reactivos y
aumenta la concentración molar de productos.
Finalmente se llega al equilibrio (de la raya punteada a la derecha), cuando se estabiliza la cantidad
molar de reactivos y productos.
Gráfica No.2
La gráfica cuantifica la velocidad de la reacción con la variación
del tiempo. (V vs T).
Vd : Los reactivos A y B , reacciona a la velocidad d, la cual va
disminuyendo en el tiempo hasta formar producto C y alcanza el
equilibrio luego de la raya punteada.
Vi: El producto C representa la velocidad de reacción de los
productos que en un inicio es de ceo “0”, pero que se incrementa en el tiempo.
Finalmente ambas velocidades se hacen iguales en el tiempo, dando lugar al equilibrio químico.
Gráfica No.3
Una vez alcanzado el equilibrio, subsisten simultáneamente
los reactivos A y B con el producto C.
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Ejemplo No.1: Variación de la masa (n)
Figura 1
Figura 2
Figura 1: Erlenmeyer izquierdo: Reactivos. El hidrógeno gaseoso H2 (en bolas blancas), reacciona con
el Yodo gaseoso I2 (bolas oscuras),
Erlenmeyer derecho: productos se produce ácido yodhídrico, una bola oscura y una blanca, el cual
coexiste con los reactivos mencionados.
Figura 2: El tetraóxido de di nitrógeno poco coloreado, se descompone dando como producto 2 moles
de dióxido de nitrógeno color café. Al aumentar las moles de tetraóxido N2O4, se observa un aumento de
los productos indicado por el cambio de color oscuro.
PRINCIPIO DE LE CHATELIER:
Cuando se habla de equilibrio aplicado a sistemas químicos, siempre se hace hincapié en el Principio
de Le Chatelier, que se enuncia así: Cuando una reacción química se somete a una modificación de
temperatura, de presión o concentración, el equilibrio se desplaza de manera que compense esa
modificación. En otras palabras, si se aumenta la concentración de una de las sustancias en equilibrio, lo
que hará es disminuir esa concentración, igual pasa si se
aumenta la temperatura o la presión.
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Temperatura: En el dibujo al aumentar la temperatura de tetraóxido N2O4, se observa un aumento de los
productos indicado por el cambio de color oscuro.
Otro ejemplo lo tenemos en las reacciones exotérmicas o endotérmicas, las que generan calor o absorben
respectivamente. La reacción siempre virará del sitio de mayor al de menor calor, a fin de disminuir esta
variable.
Si una reacción gaseosa se aumenta el volumen en los productos, invertirá su sentido con la finalidad de
disminuir ese volumen.
En resumen
ANALIZAR EJEMPLOS DE PROBLEMAS:
1. Según la siguiente reacción:
A + 2 B <———> C
Kc = 45
Si tenemos en un comienzo de reacción 0,2 moles de A, 0,4 moles de B y 0,6 moles de C en un volumen
de 4 litros. Averiguar hacia donde se direcciona la reacción.
Para esto debemos calcular el cociente de reacción (Ke):
Kc = [C]
[A] . [B]2
Primero calculamos las molaridades de cada especie:
[C] = 0,6moles/4lts. = 0,15M
[B] = 0,4moles/4lts. = 0,10M
5
[A] = 0,2moles/4lts- = 0,05M
Kc= 0,15 M / [0,05 M . (0,10 M)2]
Kc = 300
Concluimos que este valor es muy superior a 1. Por lo tanto la reacción tenderá fuertemente hacia la
izquierda. O sea, hacia la formación de los reactivos.
2. Para la siguiente reacción:
H2(g) + Br2(g) <———> 2 HBr(g)
Kc es 2,18.106
Averiguar las concentraciones molares de las tres especies en el equilibrio si partimos con una [HBr] de
0.4M.
Debemos plantear la condición de inicio y de equilibrio para establecer los cambios y calcular las
concentraciones de las distintas especies en el equilibrio.
Reacción: H2(g) + Br2(g) <———> 2 HBr(g)
Inicio
0
+ 0 <———-> 0,4M
Equilibrio
x
+
x <———-> 0,4 – 2x
En el inicio las concentraciones de H2 y de Br2 son cero, porque aún no se han formado nada de estas
especies. Pero a medida que transcurre el tiempo se generaran cantidades desconocidas de ambas a
expensas de la concentración de HBr. Estas cantidades desconocidas llamadas “x” serán iguales entre si
estequiométricamente ya que según la reacción, a partir de 2 moles de HBr se forman un mol de cada
especie de la izquierda. Por esta misma razón en el equilibrio a la concentración de HBr habrá que
restarle una cantidad “2x”.
Ahora con estas nuevas expresiones de equilibrio iremos a la expresión de la K de equilibrio para
calcular la cantidad “x”.
Kc = [ 0,4 M – 2X ] 2 / [X]2
La resolución de esta ecuación es cuadrática. Despejamos X y desarrollamos el cuadrado de binomio que
aparece en el numerador.
K.[X]2 = [0,4M – 2X]2
K.[X]2 = (0,4)2 + 2.(0,4).(-2X) + (-2X)2
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K.[X]2 = 0,16 – 1,6x + 4X2
2,18.106 X2 = 0,16 – 1,6x + 4X2
Reordenamos términos e igualamos a cero quedando una ecuación cuadrática. El termino 4X2 pasa a la
izquierda para ser restado a 2,18.106 X2. Obviamente es muy pequeño como para producirle una
modificación. Por ende la ecuación quedara:
2,18x106. X2 + 1,6 X – 0,16 = 0
La resolución de esta ecuación de segundo grado nos da:
X1 = 2,7.10-4
X2 = – 2,7x10-4
Elegiremos al valor positivo ya que no existen concentraciones negativas. Por lo tanto las
concentraciones de las especies son:
[Br2] = 2,7.10-4 M
[H2] = 2,7.10-4M
[HBr] = 0,4M – 2. (2,7.10-4M)
[HBr] = 0,399M
EVALUACIÓN
1. ¿Qué significa equilibrio dinámico de un sistema químico?
2. ¿Por qué se presenta el equilibrio químico?
3. ¿Cómo se haya la constante Kc de un sistema en equilibrio?
4. ¿Según el principio de Le Chatelier, qué variables hacen que la reacción química se desplace
hacia un lado de la ecuación?
5. ¿Por qué si el valor de la constante es “Kc>>1” e puede afirmar que la ecuación tiende hacia los
reactivos?
6. Enuncie el principio de Le Chatelier.
7. La ecuación para el siguiente caso es:
CO + H2O _________________CO2 + H2
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a.
Analice la tabla y escriba un enunciado para el problema.
b. Explique cada una de las filas de la tabla.
c.
¿Cómo se halla Kc?
d. ¿Cuánto da?
e.
¿Hacia dónde se desplaza la reacción?
8. Para cada una de las siguientes ecuaciones químicas escriba la ecuación para hallar Kc.
a. El amoníaco en agua se ioniza produciendo ión amonio y ión hidronio
NH3(ac)
NH4+ + OHKc= 1.86 x 10-5
b. El ácido acético se descompone en equilibrio een ión acetato y ión hidronio.
CH3COOH + H2O
c. HI
CH3COO
-
I2 + H2
d. Mg(OH)2
9. Utilice el close caption, en
Mg+2 + OH-
cc y analice el video:
https://www.youtube.com/watch?v=7zuUV455zFs
+ H3O+