EQUILIBRIO QUÍMICO

Equilibrio químico

Ejemplo (unidad anterior)



2 H2 + O2 = 2 H2O

t = 0 Situación inicial ( i ) 2 moles 1 mol 0 mol

Variación en moles = Δ n ( r ) - 2x -x 2x

tf = te Equilibrio ( e ) 2-2x 1-x 2x

2(1-x)

X es constante e indica la razón de transformación alcanzado el equilibrio y nos orienta de la posición del equilibrio,está relacionada con concentraciones de las sustancia en equilibrio pero que éstas a su vez , también depende de sus concentraciones iniciales.

El equilibrio es el resultado de la igualación en valor absoluto de las velocidades de reacción directa e inversa.



Se observa que a partir del momento inicial y en cada instante, las velocidades directa e inversa varían conforme a lo expresan sus respectivas leyes de velocidad.

a A + b B = c C + d D

velocidad instantánea directa = kd [ A ]a [ B ]b disminuye pues [ A ] y [ B ] disminuyen.

velocidad instantánea inversa = ki [ C ]c [ D ]d aumenta pues [ C ] y [ D ] aumentan.

Estas variaciones se detienen cuando las velocidades se igualan y se alcanza la situación de equilibrio .

velocidad instantánea directa = velocidad instantánea inversa( a partir de te )

kd [ A ]ea [ B ]eb = ki [ C ]ec [ D ]ed

La ecuación sugiere que existe una constante, la constante del equilibrio, K eq, asociada al mismo y que definimos mediante la siguiente expresión:



Esta constante de equilibrio, K eq, es de carácter más general o intensiva que x pues es igual a una expresión matemática cuociente de concentraciones .Es mejor que x su valor nos indica la posición del equilibrio ( ambas están relacionada)

Situaciones especiales de expresiones de constantes de equilibrio

En la expresión de la constante de equilibrio aparecen las concentraciones de las sustancias que formalmente afectan las velocidades de reacción tanto directa como la inversa . En equilibrio estas concentraciones no cambian pero si alguna de ellas variara provocaría el efecto de desigualar las velocidades directa e inversa y como consecuencia de ello la posición del equilibrio cambia a otro valor de x. Es decir la presión de la constante de equilibrio aparecen sólo las concentraciones de las especies que pueden variar significativamente y al hacerlo afectarán la posición del equilibrio .

Equilibrios que involucran reactivos o productos gaseosos

La expresión de la constante de equilibrio de sistemas que presentan sustancias en estado gaseoso , cambia la concentración por la presión parcial de la sustancia gaseosa. La constante en función de la presiones parciales se llama Kp y aquella que mantiene la expresión en función de las concentraciones se llama, comparativamente Kc

Ejemplo: N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 ( g)



Equilibrio que comprometen fases condensadas en sistemas heterogéneos

Se trata del caso de sustancias que presentan pobre solubilidad
La fase condensada no aparece en la expresión de la constante de equilibrio.
Cabe hacer notar que la condición de saturación de una solución corresponde a la situación de equilibrio de la reacción de solubilización

EQUILIBRIOS QUE COMPROMETEN AL SOLVENTE.

Cuando una reacción involucra al solvente o medio en que se realiza la reacción este no aparece en la constante de equilibrio pues la variación de su concentración es irrelevante frente al valor normal de su concentración

EQUILIBRIOS QUE PRESENTAN COMBINACIÓN DE EXPRESIONES
ESPECIALES.

Ejemplo : presenta la combinación de varios casos de situaciones especiales de expresión de constante de equilibrio.



MODIFICACIONES DE LA SITUACIÓN DE EQUILIBRIO

PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Cuando un sistema que se encuentra en la situación de equilibrio químico es sometido a una, busca una nueva posición de equilibrio y al hacerlo contrarresta la modificación

EFECTO DE VARIACIÓN DE LA TEMPERATURA SOBRE EL EQUILIBRIO.
Diagramas de energía potencial versus coordenada de reacción. Existen dos tipos de diagramas:
a) los que corresponden a reacciones que liberan calor o reacciones exotérmicas
b) los que corresponden a reacciones que absorben calor o reacciones endotérmicas

Una función de estado termodinámica llamada entalpía o "contenido de calor" ( H ), Entalpía que corresponde al calor transferido desde el interior de las moléculas al exterior de ellas



Un sistema varía la energía cinética de sus moléculas cuando intercambia ésta energía al interior de las moléculas a la forma de energía potencial o bien en forma de calor



EFECTO DE VARIACIÓN DE LA CONCENTRACION SOBRE EL EQUILIBRIO.

Toda variación de concentración de un sistema en equilibrio significará un déficit o un exceso y el sistema buscará un nuevo equilibrio desplazándose en el sentido de eliminarlos".

EFECTO DE VARIACIÓN DE LA PRESIÓN SOBRE EL EQUILIBRIO.
.
Recordaremos que en estos casos la constante de equilibrio se expresa en función de las presiones parciales de los gases reaccionantes y productos.

Sabemos que la presión de un sistema es proporcional al número de moléculas presentes en él, es inversamente proporcional al Volumen del sistema y proporcional a la temperatura absoluta del mismo. La variación de cualquiera de aquellos parámetros provocará una variación de la presión.

las variaciones de presión provocadas por variación del volumen ,o sea por compresiones o descompresiones en sistemas cerrados , es decir, que no aceptan intercambio de materia con el medioambiente y que además estableceremos como adiabáticos o aislados, esto es que no intercambian calor o energía con el medioambiente.

Aunque a primera vista parezca extraño el sistema puede, en algunos casos, variar la presión interna variando la cantidad total de moléculas.

Si el sistema es cerrado. Precisamente variando la posición del equilibrio en aquellos sistemas en que la suma de los coeficientes estequiométricos de gases reactivos es diferente de la suma de los coeficientes estequiométricos de gases productos.

Efecto de introducir o quitar un catalizador

Los catalizadores afectan, de igual forma tanto a la velocidad de reacción directa como a la velocidad de la reacción inversa. De esta forma su presencia o ausencia no afecta la posición del equilibrio.

Equilibrio químico de un sistema gaseoso

Observación importante
Si a A(g) + b B(g) = c C(g) + d D(g)

Kp = Kc*( RT) (c+d) - (a+b)

Equilibrio químico de soluciones acuosas

La principal reacción afectada por una situación de equilibrio químico en las soluciones acuosas : ión hidrónio e ión hidroxilo.

H2O
H2O + H2O = H3O+ + OH-

Equivalente a :

H2O = H+ + OH-

L a constante de equilibrio tiene la siguiente expresión:

Kw = [ H+ ] [ OH-] = 10 -14

Es muy común en este tema indicar la situación de concentración de H+ o OH- mediante el uso del algoritmo:

pH = - log [ H+ ] y pOH = - log [ OH-]

Visión general del equilibrio de disociación del agua

LOS ACIDOS Y LAS BASES



ACIDOS son sustancias de fórmula general HA que se disocian en agua liberando el ión hidrógeno (Definición de Arrehenius)

H2O

HA = H + + A –
ácido ión hidrógeno anión del ácido

Así se comportan los oxácidos y los hidrácidos

BASES son sustancias de fórmula general BOH que se disocian en agua liberando el ión hidroxilo. ( Definición de Arrehenius)

H20

BOH = B + + OH –
base catión de la base ión hidroxilo

Así se comportan los hidróxidos:


Definición de ácidos y bases según Bronsted y Lowry.


Ácido: es una sustancia que cede H+
base : es una sustancia que capta H+

luego existen PARES ácido y base CONJUGADOS.

1) ACIDO1H = H+ + BASE1 (Par 1)
2) ACIDO2H = H+ + BASE2 (Par 2)

Así las reacciones reversibles de intercambio de H+ son reacciones de intercambio de H+ entre estos pares ácido base conjugados.
Sumando ramas izquierdas y ramas derechas de la 1) y la 2) invertida y luego cancelando el H+

ACIDO1H = H+ + BASE1
H+ + BASE2 = ACIDO2H
________________________________
ACIDO1H + H+ + BASE2 = H+ + BASE1 + ACIDO2H
ACIDO1H + BASE2 = BASE1 + ACIDO2H

Soluciones reguladoras del ph

En primer lugar de trata de un caso de disociación de un ácido débil HA cuya constante de disociación se conoce.

Este primer caso se combina con la disolución de una sal completamente soluble de Na+ o K+ pero cuyo anión es el mismo anión que el que tiene el ácido débil , o sea la sal es NaA o KA completamente soluble.
Por tratarse del mismo anión se produce el efecto del ión común cual es desfavorecer la disociación del ácido.

Por último se forma un sistema capaz de resistir, en virtud del principio de Le Chatelier y con gran capacidad, las variaciones del pH inducidas externamente.