CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO EN SISTEMASHOMOGENEOS

2.1. CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO EN SISTEMASHOMOGENEOS-------

Hablamos de Equilibrio Químico cuando se llega al punto en que las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan, lo que tiene como consecuencia que las cantidades de reactivos y productos presentes sean constantes a través del tiempo. Queda claro que el estado de equilibrio es dinámico, esto quiere decir que las reacciones continúan llevándose a cabo.

Entonces, dado este estado en el que se encuentra una reacción, puede establecerse lo que llamamos una constante de equilibrio que representa la proporción de los reactivos y productos de la reacción.

Hablamos de equilibrio homogéneo cuando la o las reacciones con las que trabajamos se producen en una misma fase; con el mismo razonamiento, llamamos a equilibrio heterogéneo cuando encontramos más de una fase en nuestro sistema.

Teniendo estos conocimientos, nos parece importante para este trabajo citar un principio muy importante en el que se basan gran parte de las deducciones y conclusiones del presente trabajo. El mismo es llamado el Principio de Le Chatelier y establece lo siguiente: si a un sistema en equilibrio, se le provoca una perturbación, el sistema se ajusta de modo de reducir dicha perturbación, alcanzando luego un nuevo estado de equilibrio. Durante nuestra experiencia realizaremos numerosas perturbaciones, o modificaciones a nuestros sistemas en equilibrio, y evaluaremos a partir de este principio los resultados obtenidos.

Para finalizar esta introducción teórica, nos pareció interesante citar una forma de obtener la constante de equilibrio de una reacción. Si bien no la utilizamos concretamente en el trabajo, sí está muy relacionada con los temas tratados.

Nos referimos a la ecuación de Van "t Hoff, que si bien no deduciremos paso a paso porque supera el alcance de este informe, comentaremos brevemente.

d ln K = ∆Hº r

dT RT2

Esta ecuación permite obtener la constante de equilibrio de una reacción conociendo previamente la variación de entalpía, la cual a su vez puede obtenerse a partir de lo entalpía de formación de los compuestos intervinientes. Esta ecuación se deduce planteando la condición de equilibrio de que la energía libre de Gibbs se hace cero, y luego relacionándola con la entropía, para finalmente obtener la entalpía de reacción. Como ya dijimos, es un buen método para realizar predicciones sobre las reacciones a estudiar.

Gráficamente lo podemos describir como:

Además de que los equilibrios químicos tanto homogéneos y heterogéneos presentan:

Equilibrio Homogéneo

Es aquél en que todos los participantes se encuentran en una única fase. Por lo tanto, clasificamos el sistema como siendo homogéneo.

H2(g) + I2(g) <==> 2HI(g)

HCN(aq) <==> H+(aq) + CN-(aq)

Equilibrio Heterogéneo

Es aquél en que los participantes se encuentran en más de una fase. Por lo tanto, clasificamos el sistema como siendo heterogéneo.

C(s) + O2(g) <==> CO2(g)

Grado de Equilibrio (α)

Indica el porcentaje en moles de una determinada especie que reaccionó para establecer el equilibrio.

Podemos representar:

------2.2. GENERACION DE DATOS CINETICOS DE UNA REACCION QUIMICA------

Química

Cinética Química: Velocidad de reacción. Factores que modifican la velocidad de las reacciones. Temperatura. Superficie de contacto. Agitación. Luz. Concentración. Catalizadores

CINETICA disolventes, de la temperatura, y de todas las demás variables que pueden afectar a la velocidad de una reacción.

Cuando algunas sustancias reaccionan lo hacen en forma lenta, por ejemplo el hierro en presencia de aire; otras reaccionan rápidamente,como por ejemplo el sodio también en presencia de aire; y hay sustancias como el papel en presencia de aire que no reaccionarían jamas sin el auxilio del fuego, pero una vez comenzada la reacción ésta se desarrolla rápidamente.

Entonces, tanto para que una reacción ocurra, como para modificar su velocidad, se deberán tener en cuenta varios factores.

Velocidad de reacción

La cinética química busca la relación entre la forma precisa en que varía la velocidad de reacción con el tiempo, y la naturaleza de las colisiones intermoleculares (que controlan la velocidad) implicadas en la generación de los productos de reacción.

La velocidad de reacción se expresa de la siguiente forma:

Velocidad = moles o gramos de sustancias que reaccionan por litro (1)

tiempo en segundos

Velocidad = moles o gramos de sustancias obtenidas por litro (2)

tiempo en segundos

Por ejemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Para esta ecuación la expresión de velocidad es:

1) Moles o gramos de HCl o de NaOH por litro y por segundo.

2) Moles o gramos de NaCl o de H2O por litro y por segundo.

Los moles o gramos de sustancia por litro de solución es la concentración, expresada como molaridad o simplemente en g/l. Por lo tanto, la velocidad de reacción se puede expresar como:

V = C/t (3)

Naturaleza de los reactantes

La naturaleza de los reactantes involucrados en una reacción determina el tipo de reacción que se efectúa. Las reacciones en las cuales se redistribuyen enlaces o se transfieren electrones pueden ser más lentas que las que no involucran estos cambios. Las reacciones iónicas se efectúan inmediatamente, esto se debe a las frecuentes colisiones entre iones con cargas opuestas.

En una reacción iónica no hay transferencia de electrones. Las reacciones entre moléculas neutras pueden ser más lentas que las iónicas a causa de la transferencia electrónica y redistribución de enlaces. La mayor parte de las colisiones moleculares son elásticas, por lo tanto,las moléculas simplemente rebotan y se apartan sin cambios. Sin embargo, algunas colisiones tienen la suficiente energía para ocasionar cambios en las nubes electrónicas de las moléculas que chocan. Cuando ocurre el cambio, las moléculas que chocan pueden formar el complejo activado. La energía requerida para formar este se conoce como energía de activación. Si esta es pequeña pocas de las colisiones tienen la suficiente energía para formar el complejo activado. Por lo tanto, la reacción puede ser tan lenta que no es detectable.

Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno pueden mantenerse durante años en el mismo recipiente sin reaccionar. Aunque hay colisiones entre las moléculas, no se alcanza la energía de activación. Sin embargo, si la mezcla se calienta a 800 °C, o se introduce una llama o una chispa en el recipiente,

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