QUIMICA ORGANICA

Equilibrio Químico

La condición en la cual la concentración de todos los reactivos y productos deja de cambiar con el tiempo se llama equilibrio químico. Se establece un equilibrio químico cuando están ocurriendo reacciones opuestas con la misma velocidad. La velocidad de formación de los productos a partir de los reactivos es igual a la velocidad de formación de los reactivos a partir de los productos. Para que haya equilibrio, ni los reactivos ni los productos deben poder escapar del sistema.

Ya hemos visto varios casos de equilibrio. Por ejemplo, el vapor que se encuentra encima de un líquido está en equilibrio con la fase líquida. La velocidad con la que las moléculas escapan del líquido hacia la fase gaseosa es igual a la velocidad con la que las moléculas de la fase gaseosa alcanzan la superficie y se vuelven parte del líquido. Un ejemplo adicional es una solución saturada de cloruro de sodio; en ella, el cloruro de sodio sólido está en equilibrio con los iones dispersos en el agua. La velocidad con la que los iones dejan la superficie del sólido es igual a la velocidad con la cual se eliminan otros iones del líquido para hacerse parte del sólido.

Reacción Reversible

Una reacción reversible es aquella en que los productos de la reacción interactúan entre sí y forman nuevamente los reaccionantes. En la siguiente representación de una reacción reversible.

aA + bB ↔ cC + Dd

Los reaccionantes A y B se transforman en los productos C y D, y estos a su vez reaccionan entre sí y forman nuevamente A y B. La primera de las reacciones se considera como la reacción directa o a la derecha y la segunda es la reacción inversa o a la izquierda. Las letras minúsculas a, b, c, d, son los coeficientes de la reacción balanceada.

Constante de Equilibrio

El estado de equilibrio de una reacción química, a una temperatura dada, se define en términos de la composición de la mezcla en equilibrio mediante la denominada: Constante de Equilibrio.

La expresión matemática para la constante de equilibrio, Keq, de la reacción química anterior, en función de las concentraciones en el estado de equilibrio, es:

Siendo KD y KI las constantes de velocidad de reacción a la derecha y a la izquierda, respectivamente y el subíndice "e" indica las correspondientes concentraciones en el estado de equilibrio químico.

La constante de equilibrio expresa una relación que debe existir entre las concentraciones de los componentes de una reacción química cuando esta se encuentre en equilibrio.

Además, es una relación entre las constantes específicas de velocidad de reacción directa e inversa.

Principio de Le Chatelier

Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,..) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación.

Cuando algún factor que afecte al equilibrio varía, éste se altera al menos momentáneamente. Entonces el sistema comienza a reaccionar hasta que se restablece el equilibrio, pero las condiciones de este nuevo estado de equilibrio son distintas a las condiciones del equilibrio inicial. Se dice que el equilibrio se desplaza hacia la derecha (si aumenta la concentración de los productos y disminuye la de los reactivos con respecto al equilibrio inicial), o hacia la izquierda (si aumenta la concentración de los reactivos y disminuye la de los productos).

Basándonos en el Principio de Le Chatelier, vamos a ver los efectos que producen distintos factores externos sobre un sistema en equilibrio.

Cambios en la temperatura

Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe calor). Es decir, parte de los productos de reacción se van a transformar en reactivos hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico.

Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario.

Adición o eliminación de un reactivo o producto

Consideremos el siguiente equilibrio químico:

CO (g) + Cl2 (g) Û COCl2 (g)

para el que, a una cierta temperatura, se tiene:

Si se añade más cloro al sistema, inmediatamente después de la adición tenemos:

[Cl2]>[Cl2]eq1 [CO]=[CO]eq1 [COCl2]=[COCl2]eq1

Entonces:

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 cambios en la presión y el volumen

Las variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios en los que intervienen algún gas y cuando hay variaciones de volumen en la reacción.

En la reacción de formación del amoniaco, hay cuatro moles en el primer miembro y dos en el segundo; por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha:

N2 (g) + 3 H2 (g) Û 2 NH3 (g)

Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la concentración de las especies gaseosas y, por tanto, de la presión en el recipiente.

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