DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO QUÍMICO DE UN SISTEMA DE METÁTESIS

La oxidación y la reducción se definen sobre la base de cambio del número de oxidación y se conoce a oxidación como el proceso en el cuál el átomo sufre un número algebraico del número de oxidación, por el contrario la reducción es el proceso en el cuál el átomo sufre una disminución algebraica de su número de oxidación. De acuerdo con esto hay una oxidación o reducción en la reacción:

S+4 + O-2  S+4 O-22

El número de oxidación de S (aumenta) de 0 a +4 se dice que se ha oxidado, y en cambio el número de O (disminuye) de 0 a -2 decimos que se ha reducido, pero cundo ningún numero de oxidación cambia en la reacción decimos que no hubo una oxido-reducción y parece que ni la oxidación ni la reducción pueden ocurrir por sí solas y además el incremento total del número de oxidación debe ser igual a la disminución total del número de oxidación. Puesto que una sustancia no puede reducirse a menos que otra, se oxide simultáneamente, la sustancia que se reduce es responsable de la oxidación, esta sustancia se llama por lo tanto el agente oxidante y el agente reductor es el material que se oxida.

S0 + O0  S+4O-22

Consideramos el potencial redox consideramos una sustancia que pueda estar en forma oxidada X+ o en forma reducida X-

Para poder medir el potencial de oxidación y reducción o potencial redox hay que usar un potenciómetro, el potenciómetro mide en voltios, el potencial de electrodo tiene como referencia al Hidrógeno (H2).

Un potencial de reducción negativo indica que la forma reducida de una sustancia tiene menos afinidad hacia los electrones que el H2.Un potencial de reducción positivo indica que la forma reducida de una sustancia tiene más afinidad hacia los electrones H2.

Hay tablas de reducción donde podemos obtener los potenciales de elementos por ejemplo:

Ag+ + e- ⇋ Ag + 0.7991

Fe+2 + e- ⇋ Fe -0.4402

Fe +3 + e- ⇋ Fe+2 + 0.771

NO3–(aq) + 2H+(aq) +e– → NO2(g) + H2O(l) +0.80

SO42−(aq) + 4H+ + 2e− → 2H2O(l) + SO2(aq) +0.17

Ya que las reacciones de óxido-reducción o redox son reacciones en las cuales se produce un intercambio de electrones entre los reactivos induciendo a cambios en el número de oxidación de los diversos componentes de la reacción química.

Cuando en una reacción las velocidades opuestas son iguales o la concentración de reactivos y de productos es la misma se dice que ha llegado al equilibrio químico y el principio de Le Chatelier nos dice que si se modifica la concentración, presión, temperatura o se agrega un catalizador de un sistema en equilibrio este reaccionará para contrarrestar el efecto o causa que lo modificó y establecerá un nuevo equilibrio.

Al aumentar la concentración del sistema en equilibrio, este se desplazará de forma tal que disminuirá la concentración de la sustancia que se agregó; Si se aumenta la concentración de los reactivos al restablecerse el equilibrio la concentración de estos será mayor que la inicial y se dirá que la posición del equilibrio se desplazó a la derecha para conservar “equilibrio”, si por el contrario se aumenta la concentración de los productos la posición del equilibrio se desplazará a la izquierda para “equilibrase”.

*Si se retira o separa una de las sustancias de un sistema en equilibrio esto modificará el equilibrio y este se desplazará a la derecha.

La constante de equilibrio está directamente relacionada con la termodinámica de una reacción química ya que el calor absorbido o liberado por una reacción (entalpia) y el grado de desorden molecular de los reactivos y productos (entropía) contribuyen a que una reacción se vea favorecida o desfavorecida en cuanto su equilibrio hablamos como por ejemplo:

Si se modifica la temperatura también se modifica o afecta el equilibrio de una sustancia, es decir, si ∆H está de lado de los reactivos la reacción se inclinara hacia la derecha produciendo calor y la reacción inversa consumirá calor. Si ∆H se encuentra a la izquierda la reacción en endotérmica es decir que consume calor pero si ∆H está a la derecha es una reacción exotérmica o que produce calor.

Decimos que el cambio de entalpia, ΔH, de una reacción es el calor absorbido o liberado cuando tiene lugar la reacción a una presión constante, pero el cambio de entalpia estándar, ΔH°, es el calor absorbido cuando todos los reactivos y productos están en su estado natural o estándar.

Si ΔH es positivo, que significa que se absorbe calor, y consecuentemente la disolución se enfría durante la reacción. Una reacción que tiene ΔH positiva se dice que es endotérmica. Si ΔH es negativa, que significa que se desprende calor, y consecuentemente la disolución cambia su temperatura hasta llegar a una temperatura constante o natural.

Cuando la presión aumenta (o el volumen del sistema disminuye) la posición del equilibrio químico cambia a la “derecha” y el sistema neutraliza el cambio. En caso contrario si disminuye la presión la posición del equilibrio cambia hacia la izquierda.

En cuanto a un catalizador, este no afecta la posición del equilibrio químico, puesto que un catalizador afecta igual mente las velocidades hacia la derecha e inversa, sin embargo un catalizador logra que un sistema llegue al equilibrio mas rápidamente de lo que podría hacerlo en ausencia de este.

En una reacción reversible (aA + bB ⇋ cC + dD) que se encuentra en equilibrio las velocidades de la reacción son constantes y para encontrar la constante de equilibrio químico realizamos los siguientes pasos :

aA + bB ⇋ cC + dD

VrR= KrR[A]a * [B]b…… 1

VrP= KrP[C] *[D]d……. 2

KrR[A]a * [B]b = KrP[C] *[D]d……. 3

KrR = _[C] *[D]d = Keq Ley de acción de masas

KrP [A]a * [B]b

[A] representa la concentración del reactivo y el supra índice indica potencia y es el coeficiente estequiométrico la dirección ⇋ indica si es reversible, y divide el lado de reactivos y productos, [C] es un producto y el supra índice indica potencia y es el coeficiente estequiométrico.

Si la KeQ< 1 el equilibrio químico tiende a reactivos [REACCIÓN ESPONTANEA]

Si la KeQ>1 el equilibrio químico tiende a productos.[REACCIÓN NO ESPONTANEA]

Si la KeQ= 1 se llegó al equilibrio y las dos concentraciones son iguales (tanto de reactivos como de productos)

...