UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE

MEXICO

COLEGIO DE CIENCIAS Y HUMANIDADES

Química III. Investigación

JOSÉ ÁNGEL ACEVEDO ROCHA

QUÉ ES EL EQUILIBRIO QUÍMICO

ES UN ESTADO DE UN SISTEMA REACCIONANTE EN EL QUE NO SE OBSERVAN CAMBIOS A MEDIDA QUE TRANSCURRE EL TIEMPO, A PESAR DE QUE SIGUEN REACCIONANDO ENTRE SI LAS SUSTANCIAS PRESENTES.

CUANDO ESTAMOS EN PRESENCIA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA, LOS REACTIVOS SE COMBINAN PARA FORMAR PRODUCTOS A UNA DETERMINADA VELOCIDAD. SIN EMBARGO, LOS PRODUCTOS TAMBIÉN SE COMBINAN PARA FORMAR REACTIVOS. ES DECIR, LA REACCIÓN TOMA EL SENTIDO INVERSO. ESTE DOBLE SENTIDO EN LAS REACCIONES QUE ES MUY COMÚN EN QUÍMICA, LLEGA A UN PUNTO DE EQUILIBRIO DINÁMICO CUANDO AMBAS VELOCIDADES SE IGUALAN.

NO HABLAMOS DE UN EQUILIBRIO ESTÁTICO EN EL QUE LAS MOLÉCULAS CESAN EN SU MOVIMIENTO, SINO QUE LAS SUSTANCIAS SIGUEN COMBINÁNDOSE FORMANDO TANTO PRODUCTOS COMO REACTIVOS. A ESTE EQUILIBRIO LO LLAMAMOS EQUILIBRIO QUÍMICO.

Cómo se expresa la constante de equilibrio.

En el equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en determinadas condiciones de presión y temperatura. A la relación que hay entre estas concentraciones, expresadas en molaridad [mol/L], se le llama constante de equilibrio.

El valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura del sistema, por lo que siempre tiene que especificarse. Así, para una reacción reversible, se puede generalizar:

Esta ecuación Keq es la constante de equilibrio para la reacción a una temperatura dada. Ésta es una

expresión matemática de la ley de acción de masas que establece: para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante Keq.

Energía de activación

Con base en la figura 1, para que la reacción entre el hidrógeno y el yodo ocurra adecuadamente es necesario que contengan la energía mínima necesaria, semejante a una barrera energética, que requieren para transformarse en yoduro de hidrógeno. Esta energía mínima necesaria para que los reactivos se transformen en productos, por medio de choques efectivos (con orientaciones correctas), recibe el nombre de energía de activación, Ea.

Qué es la energía de ionización

Es la energía requerida para arrancar un electrón desde un átomo en la fase gaseosa:

La energía de ionización se expresa normalmente en electro volts (Ev) para un único átomo o en joules por mol de átomos (J.mol-1). La primera energía de ionización, I1, es la energía requerida para desprender un electrón de un átomo neutro en la fase gaseosa. Por ejemplo el cobre,

 

Cu (g) ----------Cu ⁺ (g) +e⁻ (g) energía requerida = I₁ (8,14 eV, 785 Kj. Mol -1) 

La segunda energía de ionización, I2, de un elemento es la energía necesaria para

desprender un electrón de un catión con una única carga en la fase gaseosa. Para el cobre,

Cu+ (g) --------Cu2+ (g) + e-(g) energía requerida = I2 (20,26 Ev, 1 955 Kj. Mol -1)

Energía de disociación de enlace.

La cantidad de energía que debe ser suministrada para romper un enlace químico en una molécula aislada y que debe ser liberada cuando el enlace se forma se denomina energía de disociación de enlace (D). Las energías de disociación tienen siempre valores positivos debido a que la energía debe ser siempre suministrada para romper el enlace. Y al contrario, la cantidad de energía liberada en formar un enlace es siempre de valor negativo. La relación que hay entre energía de reacción y el rompimiento y formación de enlaces.

La energía de disociación de enlace es una manera de medir la fuerza de un enlace químico. Se puede definir como la energía que se necesita para disociar un enlace mediante homólisis.

Llevar una tabla con las diferentes energías de disociación.

Enlaces intermoleculares y enlaces interatómicos.

Interatómicos. Se deben a la interacción de los electrones de valencia de los átomos que forman una molécula

El enlace interatómico puede ser iónico, covalente y metálico. A su vez el enlace covalente puede ser puro, no polar, polar y coordinado.

Intermoleculares. son las fuerzas de atracción entre las moléculas ya sean iguales o diferentes.

El enlace intermolecular puede ser por el puente de hidrogeno o por las fuerzas de Van der Waals

Reacción  exotérmica y endotérmica, de acuerdo a la  energía liberada. 

En todas las reacciones químicas se manifiestan cambios de energía y la termoquímica estudia los cambios energéticos y las relaciones de masa que ocurren éstas. Esta energía puede ser absorbida o liberada en forma de energía térmica, luz, electricidad y mecánica. Cuando una reacción libera energía en forma de calor o energía térmica al entorno se dice que la reacción es exotérmica y cuando la energía es suministrada del entorno para que se efectúe la reacción es endotérmica.

En una reacción exotérmica la energía contenida en los reactivos es mayor que la requerida en la formación de los productos, por esta razón la energía no utilizada se libera.

Reacción exotérmica   

 En el caso de una reacción endotérmica la cantidad de energía contenida en los reactivos es menor, con respecto a la necesaria para la formación de los productos, por esta razón es necesario suministrar constantemente energía del entorno para que la reacción progrese.

Reacción endotérmica 

Cuando los cambios químicos ocurren a presión constante (presión atmosférica), la energía suministrada o liberada en forma de calor no sólo producirá un cambio en la energía interna del sistema, sino que también se empleará para realizar trabajo, de esta forma, resulta más conveniente utilizar la entalpía H, la que toma en cuenta que el destino del calor, puede ser para realizar trabajo.

∆H0reacción = ∆Hproductos - ∆Hreactivos

Buscar gráficas de energía potencial relativa vs el transcurso de una reacción

Factores que afectan la rapidez de una reacción química

 

Factores que modifican la velocidad de las reacciones

Para que dos sustancias reaccionen, sus moléculas, átomos o iones deben chocar. Estos choques producen un nuevo ordenamiento electrónico y, por consiguiente un nuevo ordenamiento entre sus enlaces químicos, originando nuevas sustancias.

1. Temperatura

Según la Teoría Cinética, la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas o iones y por consiguiente el movimiento de estos, con lo cual, aumenta la posibilidad de choques entre las moléculas o iones de los reactivos, aumentando la posibilidad de que ocurra la reacción o acelerando una reacción en desarrollo.Sin embargo, el incremento de la velocidad de la reacción no depende tanto del incremento del número de colisiones, cómo del número de moléculas que han alcanzado la energía de activación.

La velocidad de una reacción crece, en general, con la temperatura, y se duplica, aproximadamente, por cada 10 °C que aumenta la temperatura.

Por ejemplo, el cloruro de sodio reacciona lentamente con el ácido sulfúrico. Si se le proporciona calor aumenta la velocidad de reacción dando sulfato de sodio (Na2SO4) y ácido clorhídrico:

2.NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2.HCl

Recordemos que los combustibles para ser quemado,primero deben alcanzar su punto de combustión, luego por ser reacciones exotérmicas (liberan calor) la combustión continúa sola.

2. Superficie de contacto

Cuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en la reacción. Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie de contacto y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la reacción es más veloz.

Lo mismo ocurre cuando las sustancias reaccionantes no son miscibles entre sí, como por ejemplo, en la hidrólisis neutra de un aceite, se hace reaccionar éste con agua,para lograrlo, el agua de la parte inferior (recordemos que el aceite es más liviano que el agua) se recircula hacia la parte superior rociándola sobre la superficie del aceite.

Otro ejemplo

Sería el de un kilo de viruta de madera, que se quema más rápido que un tronco de un kilo de

masa.

Para comprender mejor esto realicemos el siguiente cálculo: un cubo de un metro de lado (de

cualquier material), tiene una superficie de:

S cubo = 6.l.l ⇒S cubo = 6.(1 m)² ⇒S cubo = 6 m² (4)

Si a este cubo lo dividimos en 1000 cubitos de 0,10 m de lado, tendremos para un cubito una

superficie de:

S cubito = 6.l.l ⇒S cubito = 6.(0,10 m)² ⇒S cubito = 0,06 m²

El total de la superficie de los 1000 cubitos es:

S cubitos = 1000. 0,06 m² ⇒S cubitos = 60 m² (5)

Comparando los resultados (4) y (5) se observa cuantitativamente que aumento la superficie de

contacto.

3. Agitación

La agitación es una variante del punto anterior, lo que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivo aumentando la superficie de contacto entre ellos

4. Luz

Hay reacciones que en la oscuridad son muy lentas, como por ejemplo, la combinación del hidrógeno con el cloro. La luz solar acelera la reacción de modo tal, que a la luz solar directa, la reacción se hace explosiva:

H2 + Cl2 → 2.HCl

Lo mismo ocurre en la formación de glúcidos por los vegetales verdes a partir del agua y el dióxido de carbono en la fotosíntesis. Ocurre lo mismo con la descomposición de sustancias poco estables, por tal motivo se envasan en recipientes que impidan el paso de la luz, como por ejemplo, el peróxido de hidrógeno:

2.H2O2 + luz → 2.H2O + O2 (g) (rápida)

5. Concentración

La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración en moles por litro (moles/litro), de las sustancias reaccionantes.

Si dos sustancias homogéneas A y B (gases o soluciones) reaccionan:

A + B → C + D (6)

La velocidad de la reacción es:

V = [A].[B] (7)

En la que los corchetes señalan concentraciones en moles por litro. Observemos que si duplicamos la concentración, por ejemplo, de la sustancia A, la velocidad de la reacción se duplica:

V* =2.[A].[B] (8)

Si las sustancias que reaccionan son gaseosas, la concentración de las mismas aumenta disminuyendo el volumen, lo que se logra aumentando la presión.

En la figura anterior se observa, que aumentando la presión las moléculas de las sustancias reaccionantes se aproximan entre sí, acrecentando la posibilidad de choque entre sus moléculas, y por consiguiente se acelera la reacción.

6. Catalizadores

Se llaman catalizadores a las sustancias que intervienen en las reacciones, acelerándolas o retardándolas y que siguen presentes al finalizar la reacción, es decir que no se consumen en esta, no son parte de los productos reaccionantes. Las sustancias que retardan la velocidad de reacción se denominan inhibidores.

Por ejemplo, añadiendo dióxido de manganeso (MnO2) al peróxido de hidrógeno

(H2O2), se observa que se descompone liberando abundante oxígeno:

2.H2O2 + n.MnO2 → 2.H2O + O2 (g) + n.MnO2 (rápida)

La cantidad n de dióxido de manganeso (MnO2) permanece constante luego de

finalizada la reacción.

i. Catalizadores de contacto o heterogéneos:No reaccionan químicamente con las sustancias del sistema: adsorben en su superficie, las moléculas de esas sustancias reaccionantes, aumentan, por consiguiente, el número de choques entre ellas y aceleran la reacción.

1) Una reacción en la cual los reactantes y el catalizador no están en la misma fase (estado) es una reacción heterogénea. Este tipo de catalizadores generalmente producen una superficie donde las sustancias pueden reaccionar, estos catalizadores funcionan adsorbiendo alguno de los reactantes, debilitando el enlace en cuestión hasta el punto en que el otro reactante rompe dicho enlace. La adsorción es la adherencia de una sustancia a la superficie de otra.

2) Algunos metales (finamente divididos para aumentar la superficie de contacto) actúan como catalizadores de contacto: platino, níquel, óxido férrico (Fe2O3), pentóxido de vanadio (V2O5), entre otros. El dióxido de azufre (SO2)

reacciona lentamente con el oxígeno:

2.SO2 + O2 → 2.SO3 (lenta)

3) Pero, en presencia de platino y de calor, la reacción es inmediata:

2.SO2 + O2 (amianto platinado + calor) → 2.SO3 (rápida)

ii. Catalizadores de transporte u homogéneos:

Estos catalizadores actúan interviniendo en la reacción y luego se regeneran al finalizar la misma. Un catalizador homogéneo se encuentra en la misma fase (estado) que los reactantes

Por ejemplo, el empleo de monóxido de nitrógeno (NO) para catalizar la reacción entre el dióxido de azufre (SO2) y el oxígeno:

2.SO2 + O2 → 2.SO3 (lenta)

El monóxido de nitrógeno (NO) reacciona con el oxígeno (oxidándose) dando dióxido de nitrógeno (NO2):

2.NO + O2 → 2.NO2

Luego el dióxido de nitrógeno reacciona (reduciéndose) con el dióxido de azufre (este se oxida), dando trióxido de azufre (SO3) y regenerándose el monóxido de nitrógeno (NO):

2.SO2 + 2.NO2 → 2.NO + 2.SO3

Son características de los catalizadores:

a) Gran desproporción entre la masa de las sustancias que reaccionan y la pequeña masa del catalizador.

b) El catalizador se halla igual al final del proceso, que al comienzo de él.

c) Un catalizador no produce una reacción que sin él no se realiza, solo modifica la velocidad de la misma.

d) Los catalizadores son específicos de cada reacción o de un cierto grupo de reacciones.

La absorción de las impurezas que acompañan a las sustancias reaccionantes, pueden disminuir o detener la acción del catalizador. Estas sustancias que retardan la acción de los catalizadores se denominan venenos del catalizador.

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Resumiendo: 

para aumentar la velocidad de una reacción, se debe aumentar la posibilidad de choque entre las moléculas, iones o átomos de las sustancias reaccionantes, modificando las variables enumeradas que el proceso permita

Para que exista un reordenamiento en los átomos de las moléculas, átomos o iones de los reactivos, estos deben chocar con una orientación determinada (orientación correcta), para así formar el “complejo activado”, consecuencia de lo que se conoce como el “estado de transición”, que es un paso previo a la obtención de los productos.Estas condiciones se pueden explicar en el siguiente ejemplo, en donde se analiza la posible reacción entre el hidrógeno (H2) y el Yodo (I2), ambas sustancias en estado gaseoso: H2 (g) + I2 (g) â 2HI (g)

En primer lugar las moléculas de ambas sustancias chocan entre sí, pero deben hacerlo de manera efectiva, es decir con la suficiente energía y orientación correcta para que la reacción pueda ocurrir.

Obsérvese en la siguiente figura, en los casos (a), (b) y (c) el choque entre el hidrógeno y el yodo no es efectivo, consecuentemente no se obtuvo yoduro de hidrógeno (producto de la reacción química). En el caso (d) sucedió lo contrario ya que el choque fue efectivo y por lo tanto si hubo reacción.

El modelo de esferas que representan un choque eficaz, también representan el “estado de transición” donde se forma el complejo activado, que finalmente da lugar al reordenamiento de los átomos, es decir la aparición de los productos.

Representación de las colisiones efectivas y no efectivas en la reacción química entre el hidrógeno y el yodo

Principio de LeChatelier 

«Cuando sobre un sistema químico en equilibrio se ejerce una acción exterior que modifica las condiciones del sistema, el equilibrio se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar la perturbación introducida.»

Si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos de dicha perturbación.

Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema se desplazará en la dirección que contrarreste al mínimo dicha perturbación, lográndose un nuevo estado de equilibrio.

Cómo afectan el equilibrio de una reacción química, la temperatura, presión, concentración de reactivos y productos, y catalizadores? 

Cambios de concentración. Cuando se agrega una sustancia a un sistema en equilibrio, reactivo o producto, éste se desplazará en el sentido que lo contrarreste consumiendo la sustancia adicionada y conseguir un nuevo estado de equilibrio.

Si por el contrario, se extrae del sistema reactivo o producto, el sistema se dirigirá en la dirección que se forme más de la sustancia retirada.

En la reacción:

a) Si se agrega NO y/o O2 o ambos, la reacción se desplaza en el sentido que se consuman, hacia la formación de NO2.

b) Se adiciona NO2, la reacción se desplaza hacia la formación de reactivos.

c) Si se retira NO y/o O2 o ambos, el sentido de la reacción que se favorece es hacia la formación de la sustancia o sustancias retiradas, hacia la izquierda.

d) Se extrae NO2, la reacción se orienta a la formación de éste, hacia la derecha

Cambios en el volumen y  la presión.

Un sistema en equilibrio a temperatura constante en el que se reduce el volumen origina un aumento en la presión total, de tal forma que el equilibrio se desplazará en el sentido que disminuya la presión ejercida por las moléculas, es decir, donde haya menor número de moles gaseosos. Los cambios de presión no afectan a los líquidos ni a los sólidos por ser prácticamente incompresibles.

Si se produce el cambio contrario, un aumento en el volumen, la presión disminuye, entonces la reacción se desplaza hacia donde exista mayor número de moles gaseosos.En un sistema con igual número de moles gas en reactivos y productos, un cambio de presión no afecta la posición del equilibrio

Para la reacción anterior

a) Un aumento en la presión, reduce el volumen y por consiguiente el

número total de moles gas por unidad de volumen es mayor. Para

contrarrestar este aumento de concentración se orienta hacia la

disminución del número de moles, a la producción de NO2.

b) Disminuir la presión en este sistema aumenta el volumen y se

favorece la formación de reactivos, hacia el aumento en el número de

moles gas.

Cambios en la temperatura.

Los cambios de concentración, presión y volumen sólo alteran la posición del equilibrio y no el valor de la constante de equilibrio como sucede con los cambios de temperatura. Hay que recordar que para cada temperatura la Keq

tiene un determinado valor.

Para saber cómo afecta la temperatura a un sistema en equilibrio, es necesario tomar en cuenta los cambios de entalpía. Una reacción endotérmica requiere energía para llevarse a cabo, por lo que se puede considerar como un reactivo, un incremento en la temperatura es como si se adicionara dicho reactivo, por lo tanto, el sistema se desplaza hacia los productos.

Una reacción reversible, si en un sentido es endotérmica en el sentido contrario es exotérmica con un cambio de entalpía exactamente igual pero con signo contrario. Así, un aumento en la temperatura beneficia a la reacción endotérmica, mientras que la reacción exotérmica se favorece con la disminución.

 

a) Un aumento de temperatura, promueve la formación de NO2.

b) Una disminución de la temperatura produce

síntesis de N2O4.

Por tanto, el sistema no se encuentra en equilibrio. Para restablecer el equilibrio debe aumentar el numerador y disminuir el denominador. Es decir, el sistema debe de evolucionar hacia la formación del COCl2 (hacia la derecha).

Si disminuimos las concentraciones de CO, de Cl2 o de ambas, el equilibrio se desplaza hacia

la izquierda, ya que tiene que disminuir el numerador.

Un aumento de la concentración de os reactivos, o una disminución de los productos hace que la reacción se desplace hacia la derecha. En cambio, una disminución de la concentración de los reactivos, o un aumento de la concentración de los productos, hacen que la reacción se desplace hacia la izquierda.

Efecto de un catalizadorLos catalizadores son sustancias que aceleran las reacciones químicas. No afectaran al equilibrio químico ya que aceleran la reacción directa e inversa por igual. El único efecto es hacer que el equilibrio se alcance más rápidamente

http://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/reacciones/energia.htm

http://prepa8.unam.mx/academia/colegios/quimica/infocab/index.html

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/cinetica_quimica/ap01_cinetica_quimica.php

http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Videos/EquilibrioQ/

http://thales.cica.es/cadiz2/ecoweb/ed0765/capitulo6.html

http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quincena9/3q9_contenidos_3b.htm

http://books.google.com.mx/books?id=BRYwZ0DXj0MC&pg=PT34&lpg=PT34&dq=o+Enlaces+intermoleculares+y+enlaces+interat%C3%B3micos&source=bl&ots=MWsoJz8Qvv&sig=mTmOFlwKoYz7JvWr7O0xEl4sscY&hl=es-419&sa=X&ei=WQVtVOrWMIypyASZioGoCQ&ved=0CDAQ6AEwAg#v=onepage&q=o%20Enlaces%20intermoleculares%20y%20enlaces%20interat%C3%B3micos&f=false

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