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Equilibrio químico




Reacciones químicas:
para que sea posible una reacción química, es necesaria la presencia de dos compuestos químicos reaccionantes que darán origen a dos o más compuestos químicos resultantes o productos de la reacción. Estas reacciones pueden ser reversibles o irreversibles.

Reacciones químicas irreversibles: Estas reacciones se producen cuando uno o ambos compuestos químicos reaccionantes se agotan y no es posible volver a obtener las sustancias originales, es una reacción que transcurre en un solo sentido ().

Reacciones químicas reversibles: son aquellas en las que los reaccionantes dan origen a productos que a su vez se descomponen y dan lugar de nuevo a las sustancias que reaccionaron inicialmente. La reacción transcurre en ambos sentidos (). Las reacciones reversibles pueden conducir a un estado de equilibrio químico.

Equilibrio químico: En la siguiente ecuación: A + B C + D, al principio cuando A reacciona con B, las concentraciones de ambos disminuyen mientras aumentan las concentraciones de C y D.A medida que avanza, la reacción alcanza un punto en el cual no es posible detectar cambios netos de concentración, las concentraciones de A y B, C y D se estabilizan en valores específicos. En este punto se establece el equilibrio químico.



En el equilibrio químico las velocidades de la reacción directa () e inversa () son iguales y las concentraciones de los reactivos y los productos permanecen constantes. Para que esto suceda la reacción debe suceder a una temperatura y presión constante en un recipiente cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir.

Constante de equilibrio: es una medida de posición que indica si una reacción química está desplazada hacia los productos (reacción directa), es decir, mayor formación de productos; o, si está desplazada hacia los reaccionantes o reactivos (reacción inversa), en este caso mayor disociación de productos para volver a formar los reaccionantes.

Cuando el cálculo de la constante K tiene un valor mayor de 102 el desplazamiento es hacia los productos, si el valor de K es menor de 10-2, la reacción está desplazada hacia los reaccionantes.

Cuando se alcanza el equilibrio químico las moléculas de los reaccionantes y de los productos se combinan y descomponen continuamente dando lugar a un equilibrio dinámico. Para que la reacción entre en equilibrio se requiere que se desarrolle en un sistema cerrado donde la temperatura, presión y concentración sea constante




El cálculo de la constante de equilibrio se realiza aplicando la siguiente ecuación, donde A y B son las sustancias reaccionantes y AB es el producto.

La reacción alcanza el equilibrio cuando la velocidad hacia la derecha (Vd) es igual a la velocidad hacia la izquierda (Vi), manteniéndose las concentraciones de los reaccionantes (K1) y de los resultantes (K2) constantes.

El cociente de dividir dos constantes es también una constante.

Esta es la expresión matemática que define la constante de equilibrio para todas las reacciones donde se establece el equilibrio, se conoce como Ley del equilibrio químico.

La Ley del equilibrio químico se enuncia de la siguiente manera: “En un sistema de equilibrio, el producto de las concentraciones (mol/L) de las sustancias resultantes, entre el producto de las sustancias reaccionantes, cada una de ellas elevada a una potencia igual al número de moles que intervienen en la reacción, es un valor constante para cada temperatura”.

El rango del valor de K sirve para predecir el comportamiento del sistema en equilibrio. (ver tabla)

Algunos ejemplos de la aplicación práctica de esta ecuación se muestran a continuación:

Para la siguiente ecuación escribir la expresión de la constante de equilibrio:





A cierta temperatura, la reacción gaseosa:


Produce las siguientes concentraciones :



Obtener el valor de K.
K = 1,344 Siendo K > que 1 esto indica que la reacción está desplazada a la derecha.



El principio de Le Chatelier: Un sistema alcanza el equilibrio cuando la velocidad de la reacción directa se hace igual a la velocidad de la reacción inversa. Este equilibrio es muy sensible a cambios de presión, temperatura y concentración. En 1888 el químico francés Henry Louis Le Chatelier, enunció este principio que lleva su nombre y que comprende a la vez variaciones de presión, temperatura y concentración.


Elevación de la temperatura

Aumento de presión

Aumento de la [N2O4]

“Cuando sobre un sistema en equilibrio se produce un cambio de presión, temperatura o concentración, el equilibrio se desplaza en el sentido que tiende a contrarrestarlo”.

Factores que modifican el equilibrio químico:
  • Cambios de temperatura
  • Cambios de presión
  • Cambios de concentración

Efectos de la temperatura:La influencia de la temperatura sobre un sistema en equilibrio está comprendida en la Ley de Van´t Hoff, la cual plantea lo siguiente:“Cuando se aumenta la temperatura sobre un sistema en equilibrio, se ve favorecida la reacción que se produce por absorción de calor”.

En el siguiente ejemplo, al producirse la elevación de la temperatura se ve favorecida la reacción directa (), porque absorbe calor, ésta es una reacción endotérmica, donde el equilibrio se desplaza para favorecer la formación de más productos.


Reacción endotérmica


La reacción inversa es la reacción endotérmica en la que se absorbe calor.

En este otro ejemplo, al producirse la elevación de la temperatura el equilibrio se desplaza favoreciendo la reacción inversa (), el equilibrio se desplaza para favorecer la formación de más reaccionantes. Se cumple la Ley de Van´t Hoff.


Efectos de la presión: La presión es un factor que influye sobre los sistemas gaseosos en equilibrio. La influencia de la presión sobre un sistema en equilibrio está comprendida en la Ley de Robin: “Cuando un sistema está en equilibrio, un aumento de presión favorece la reacción donde hay menor volumen; si se disminuye la presión favorece la reacción donde hay mayor volumen. Cuando el volumen es igual en ambos miembros, los cambios de presión no modifican el equilibrio”.

Ejemplo 1: Cuatro moles de reaccionantes dan origen a dos moles del producto, por lo que un aumento de presión desplaza el equilibrio hacia la derecha, esto favorece la formación de amoníaco, ya que es la que procede con disminución de volumen.


Ejemplo 2: Si se disminuye la presión se favorece la reacción directa, el equilibrio se desplaza hacia donde hay mayor volumen.

Ejemplo 3:
Un aumento de la presión en este ejemplo no produce ninguna alteración sobre el equilibrio ya que tanto en la reacción directa como en la inversa se producen dos volúmenes.
No hay modificación del equilibrio, los volúmenes son iguales en ambos miembros.


Efecto de la concentración: la influencia de variaciones en la concentración sobre un sistema en equilibrio está regida por la ley de acción de masas: “La velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las concentraciones molares de las sustancias reaccionantes”.

Al aumentar la concentración de los
reaccionantes, se forma más producto

Si en una reacción N2 + 3H2 2 NH3 aumenta la concentración del N2, el equilibrio se desplaza hacia la derecha para favorecer los productos. Lo mismo ocurre si se incrementa la concentración de H2. Después de cierto tiempo se alcanza un nuevo estado de equilibrio de acuerdo a las nuevas concentraciones.

Efecto de los catalizadores: se ha determinado que los catalizadores no tienen  ningún efecto sobre la concentración de los reaccionantes y de los productos en equilibrio. Esto se debe a que si un catalizador acelera la reacción directa también hace lo mismo con la reacción inversa, de modo que si ambas reacciones se aceleran en la misma proporción, no se produce ninguna alteración del equilibrio.


REFERENCIAS:
www.omega.ilse.edu.mx:3000/site/ciencia/volumen2/ciencia3/085/htm/mct_13/htm. 10-04-2004.
www.eneayudas.cl/reacc.htm #electroquimica 12-04-2004.
Carpi Anthoni. Reacciones químicas. www.visionlearning.com 01-04-2004.
Requeijo, D. y Requeijo A. (2002). Química. Editorial Biosfera.
Irazábal A. y de Irazábal C. (S/A). Química. Ediciones CO-BO.
Mahan. Química. (1977). Fondo Educativo Interamericano

REFERENCIAS FOTOGRÁFICAS:
http://www.engrlib.uc.edu/science/scientists/chatelier.jpg .

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