equilibrio químico (1)
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Instituto Tecnológico de Colima
Ingeniería Bioquímica
Equilibrio Químico
Presentan:
Carlos Alfredo Galván Rojas.
Lawrenz Alberto Ayala Guerrero.
Patricia Alejandra Guerrero Miranda.
Angélica María Benavides Hurtado.
Beatriz Aimee González Farias.
Charlene Estefanía Rivera Ramos.
Susana Alejandra Torres.
Materia:Fisicoquímica
Maestra:Linda Elizabeth Verduzco Grajeda.
Villa de Álvarez, Colima 22 de agosto de 2013
Equilibrio químico:
Es el punto durante el curso de una reacción química en el que ya no hay cambio neto
en la composición química del sistema es un estado reaccionante en el que no se observan
cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre sí las
sustancias presentes.
En la mayoría de las reacciones químicas, los reactivos no se consumen totalmente para
obtener los productos deseados, sino que, por el contrario, llega un momento en el que parece
que la reacción ha concluido. Podemos comprobar, analizando los productos formados y los
reactivos consumidos, que la concentración de todos permanece constante.
Esto, en términos de velocidad, se puede expresar de la siguiente manera:
Dónde:
Vd= velocidad de formación de los productos (velocidad directa)
Vi= velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa)
Características del equilibrio químico:
1. Es de naturaleza dinámica, existe una transformación continua y simultánea de
productos a reactivos y viceversa
2. No depende del tiempo, no importa si es rápido o lento cuando se alcanza el equilibrio.
3. La reacción no cumple estrictamente la estequiometría de la reacción. No todas las
reacciones son completas, solo alcanzan un estado de equilibrio, puesto que en el
transcurso de reacción reversible la concentración de los reactivos baja y la de los
productos aumenta y viceversa.
4. No dependen del camino que sigan para alcanzar el equilibrio, puesto que el verdadero
mecanismo de la reacción puede ser diferente a la estequiometría propuesta.
5. Se alcanza bajo condiciones específicas de la temperatura, presión y concentración.
Ecuaciones de kc y kp:
Las constantes de equilibrio en función de las concentraciones, presiones parciales de
gases y funciones molares son:
aA+bBcC+dD
Kc=ICIc.IDI d ; kp = PcC. PDd
IAI a.IBI b PAa . PBb
La constante de equilibrio (kc) depende de la temperatura a la que se realiza el proceso,
y no de las concentraciones de las sustancias que intervienen en el mismo.
La ley de acción de masas se puede enunciar de la siguiente manera:
En una reacción química el producto de las concentraciones de los producto, en el
equilibrio, elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de
las concentraciones de los reactivos, en el equilibrio, elevadas a sus respectivos coeficientes
estequiométricos, es una constante a cada temperatura llamada constante de equilibrio.
Para la constante de equilibro (Kp) de una mezcla de gases, la concentración molar de
uno cualquiera de ellos está relacionada con la presión parcial si los gases presentan
comportamiento ideal.
¿Cómo se relacionan Kc y Kp?
Utilizando Kp obtenemos la constante de equilibrio para presiones parciales y con Kc la
constante de equilibrio para concentraciones, por lo que las dos constantes de equilibrio son en
función a la temperatura. De la ecuación de los gases ideales PV¿nRT
Al despejar dicha fórmula obtenemos: P=nVRT , esto es igual P=Molaridad ∙ RT
Entonces, Kp depende de la temperatura cuando hay cambio en el número de moles de gases
y sustituyendo en la expresión de Kc, Kc=[C ]c[D ]d
[A ]a[B ]bObtenemos:
Kp=Kc ∙(RT )c+d−a−b
Como se relacionan la constante de equilibrio con la energía de Gibbs y la entalpía:
Como se relacionan la constante de equilibrio con la energía de Gibbs y la entalpía.
Se conoce que la constante de equilibrio se relaciona con la de la ecuación para calcular la energía estándar de Gibbs de la siguiente forma:
Y cuando de temperatura se habla los valores de las constantes pueden cambiar, pero esto se puede explicar fácilmente con el siguiente modelo
Cuando esta misma ecuación se utiliza en una reacción química a condiciones de presión estándar, se transcribe de la siguiente manera:
Una vez sabiendo que:
Podemos sustituir en la formula anterior, reacomodar y así obtener lo que se le llama ECUACION DE VAN’T HOFF:
Esta ecuación nos es útil para la determinación de mediante las mediciones de constantes de equilibrio en función de la temperatura.
Principio de Le Chatelier:
Si se considera la siguiente reacción reversible:
a Aw + b Bx c C y + d D z
Donde a, b, c y d son los respectivos coeficientes estequiométricos de las sustancias A,
B, C y D que se encuentran en los estados de agregación w, x, y y z. Entonces, se puede
establecer la siguiente expresión analítica que relaciona las cantidades de reactivos y productos
para cualquier tiempo, t.
Q = [C ]c∗[D ]d
[A ]a∗[B ]b Cociente de reacción para un tiempo, t.
Donde los corchetes indican las cantidades de los componentes de en términos de
molaridad.
Cuando las cantidades de reactivos y productos cambian conforme avanza el tiempo de
reacción, el valor del cociente anterior varía, por lo cual se le denomina coeficiente de reacción
y se le asigna la literal Q. Sin embargo, cuando se alcanza el equilibrio dinámico, las cantidades
de reactivos y productos varían con el tiempo, es decir, el valor de Q, será constante, por lo que
se le denomina, constante de equilibrio y se le asigna la literal K.
K =[C ]c∗[D ]d
[A ]a∗[B ]b Constante de equilibrio para el tiempo de equilibrio, t eq.
Una vez que se alcanza el equilibrio, éste se puede perder debido a alguna modificación
en las condiciones de trabajo y entonces, el sistema hace lo necesario para alcanzar un nuevo
equilibrio.
Lo anterior, se enuncia en el Principio de Le Chatelier, que dice lo siguiente:
Cuando un sistema que se encuentra en equilibrio dinámico, es perturbado por una
variación de presión, temperatura, volumen o cantidad de algunos de los componentes, el
sistema pierde su estado de equilibrio. Sin embargo el mismo sistema se desplaza de tal forma
que minimiza el efecto de dicha perturbación hasta alcanzar un nuevo equilibrio.
Es importante conocer cómo se comporta un sistema en equilibrio, con base en el
principio de Le Chatelier, para ello se requiere el siguiente análisis:
Variación Comportamiento
Incremento en la cantidad de alguno de los
reactivos.
El equilibrio se desplaza hacia la derecha.
Incremento de la cantidad de alguno de los
productos.
El equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
Decremento en la cantidad de alguno de
los reactivos.
El equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
Decremento en la cantidad de alguno de
los productos.
El equilibrio se desplaza hacia la derecha.
Incremento de la presión del sistema. El equilibrio se desplaza hacia donde la
suma de los coeficientes estequiométricos
sea menor.
Decremento de la presión del sistema. El equilibrio se desplaza hacia donde la
suma de los coeficientes estequiométricos
sea mayor.
Incremento de la temperatura de una
reacción exotérmica.
El equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
Incremento de la temperatura de una
reacción endotérmica.
El equilibrio se desplaza hacia la derecha.
Decremento de la temperatura de una
reacción exotérmica.
El equilibrio se desplaza hacia la derecha.
Decremento de la temperatura de una
reacción endotérmica.
El equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
Como impacta la temperatura y la presión en el equilibrio químico así como la
concentración:
Si en una reacción química en equilibrio se modifican la presión, la temperatura o la
concentración de alguna de las especies reaccionantes, la reacción evolucionará en uno u otro
sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.
Influencia del cambio de temperatura:
La constante de equilibrio es dependiente de la temperatura.
En una reacción endotérmica al calentar un sistema en equilibrio se causara un
desplazamiento del equilibrio hacia la derecha con la formación de más productos lo cual
aumenta el valor de la constante de equilibrio; si la reacción es exotérmica la aplicación de calor
hará que el equilibrio se desplace hacia la izquierda.
El cambio de la constante de equilibrio con el cambio de temperatura se le puede
considerar desde un punto de vista cuantitativo; en muchos casos se obtiene una línea recta; si
se presenta gráficamente el logaritmo de la constante de equilibrio en función de la reciproca de
la temperatura absoluta (márgenes pequeños de temperatura)con la pendiente de esta línea se
puede calcular un valor del calor de reacción muy cercano al valor promedio del calor de
reacción para el margen de temperaturas en estudio.
Las expresiones matemáticas de esta reacción son:
Log Kp = −∆ H2.303R ( 1T ₁− 1
T ₂ )= ∆ H2.303R (T 2−T ₁T 2T ₁ )
EL signo del calor de la reacción dependerá de que ésta sea endotérmica (+) o
exotérmica (-)
Por lo tanto en la reacción exotérmica el valor de Kp disminuye al aumentar la
temperatura y para una reacción endotérmica este valor aumentara al aumentar la temperatura.
Cuando no se puede disponer de la información suficiente relativa a los valores
numéricos de las constantes de equilibrio, también es posible predecir cualitativamente los
valores aplicando el principio de Le Chatelier.
Influencia del cambio de presión:
Aumentar o disminuir la presión rompe el equilibrio químico; También se puede
aumentar la presión del sistema sin afectar el equilibrio agregando un gas noble.
De acuerdo con principio de Le Chatelier el aumento en la presión en la que haya uno o
varios gases presentes hará que el equilibrio se desplace en la dirección que resulte una
disminución de volumen; si hay el mismo número de moléculas de gas en ambos lados de la
ecuación el cambio de la presión no tendrá efecto en la posición del equilibrio.
Influencia de la concentración:
De acuerdo con principio de Le Chatelier el aumento de la concentración de A o de B se
contrarresta en parte por el desplazamiento de la reacción:
El aumento en la concentración de uno de los reactivos hace que el equilibrio se
desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha
concentración.
El aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace
hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.
Referencias:
David W. Ball. (2007). Fisicoquímica, (1er ed.) D.F, México, International Thomson Editores, S.A
de C.V.
Knight, H. C. (1968). Fundamentos de FISICOQUIMICA. México: CECSA.
J.M. Tejón, J.A. García, Y. Jiménez I. Guerrero (2006). La Química en Problemas, (2da ed.) Editorial Tébar.
M. en C. Alfredo Velásquez.Principio de Le chatelier. Recuperado el 20 de agosto de 2013 de
http://www.dcb.unam.mx/CoordinacionesAcademicas/FisicaQuimica/Quimica/articulos/a_chatelier.pdf
Carlos Alonso.(2002).Equilibrio Químico. Recuperado el 20 de agosto de 2013 de
http://www.alonsoformula.com/inorganica/_private/Quimica2bach05cast.pdf
