Dinamica De Particulas

Equilibrio Químico

Profesora: Angélica Saavedra Gómez

En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción química evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico.

El equilibrio químico es:

 Propio de reacciones reversibles.

 La velocidad de reacción directa se iguala a la velocidad de reacción inversa.

 Las concentraciones de cada especie NO cambian en el tiempo.

 El avance de la reacción, está controlado por una Constante de Equilibrio.

 Depende de la Temperatura.

Todos los sistemas químicos reversibles alcanzan en el tiempo la condición de equilibrio

El estado de equilibrio químico es de naturaleza dinámica y no estática.

Ejemplo en fase gaseosa

Cuando se coloca en un recipiente de volumen conocido a temperatura constante una muestra de N2O5(g), éste se descompone:

2N2O5(g)  4NO2(g) + O2(g)

Cuando la concentración de los productos aumenta, los mismos se convierten en reactantes:

4NO2(g) + O2(g) )  2N2O5(g)

Reacciones Reversibles

 Finalmente, las dos reacciones evolucionan de modo tal que sus velocidades se igualan, estableciéndose un equilibrio químico.

 Bajo estas condiciones la reacción es reversible y se representa de la siguiente manera:

2N2O5(g)  O2(g) + 4NO2(g)

 En una reacción reversible, la reacción ocurre simultáneamente en ambas direcciones.

 Lo anterior se indica por medio de una doble flecha

 En principio, casi todas las reacciones son reversibles en cierta medida.

La constante de equilibrio

Ley de acción de masas (Guldberg y Waage 1864):

La Velocidad de una reacción reversible es proporcional a una constante de Velocidad específica multiplicada por la concentración molar de cada especie elevada a su respectivo coeficiente estequiométrico.

En la Condición de Equilibrio:

 La Velocidad de reacción permanece constante.

 La Velocidad de reacción directa se iguala a la Velocidad de reacción reversa.

 Los Ordenes de reacción de cada especie se aproximan a los coeficientes estequiométricos que presentan en la ecuación.

 El cuociente entre las constantes de velocidad, kd/kr se transforma en una nueva constante, conocida como Constante de Equilibrio, Keq.

Para una ecuación general:

a A + b B ↔ c C + d D

Vd = kd x [A]a x [B]b

Vr = kr x [C]c x [D]d

luego se tiene; Vd = Vr

kd x [A]a x [B]b = kr x [C]c x [D]d

Y se obtiene:

Forma general de la Keq

Constante de Equilibrio para 2 N2O5(g) ↔ O2(g) + 4 NO2(g)

El Equilíbrio Químico de

N2O4(g) 2 NO2(g)

La expresión del equilibrio para esta ecuación es:

Para determinar que el valor de Kc es constante podemos ver la siguiente tabla tomada basándose en experimentos en los cuales tenemos tubos cerrados herméticamente con diferentes concentraciones de NO2 y N2O4:

Experimento

a 100° C Concentración inicial de N2O4 (M) Concentración inicial de NO2 (M) Concentración de N2O4 (M) en el equilibrio Concentración de NO2 (M) en el equilibrio Kc

a 100° C

1 0.0 0.0200 0.00140 0.0172 0.211

2 0.0 0.0300 0.00280 0.0243 0.211

3 0.0 0.0400 0.00452 0.0310 0.213

4 0.0200 0.0 0.00452 0.0310 0.213

Para evaluar a Kc las concentraciones de equilibrio, analizadas experimentalmente cuando ya no hubo cambio de color en los tubos, se sustituyeron en la expresión de equilibrio. Podemos observar que el valor de Kc no varió (ya que se encuentra dentro de los límites de un error experimental) alcanzando el equilibrio en cualquiera de los dos sentidos.

Relación entre Kp y Kc

Además de Kc, otra forma de expresar la constante de equilibrio es a través de Kp, donde las concentraciones de las especies son reemplazadas por las presiones parciales respectivas, expresadas en atmósferas.

No resulta difícil establecer una relación en el caso de reacciones gaseosas, entre Kp y Kc. Tan sólo es necesario reemplazar la presión parcial según lo indica la ecuación general para gases ideales (obviamente con la aproximación de considerarlos de este modo):

PV = nRT; por lo tanto P = (n/V)RT , donde n/V = Molaridad

Para una sustancia A, PA = [A](RT), entonces si consideramos todas las sustancias involucradas en la reacción y reemplazamos en la constante de equilibrio, puede arribarse a la siguiente relación:

donde R es la constante de los gases y T es la temperatura en [K]. Además n es la variación en el número de moles gaseosos calculada como el número de moles de productos gaseosos menos el número de moles de reactivos gaseosos.

Cociente de reacción

Es posible plantear el cociente de reacción (que en el equilibrio iguala a la constante de equilibrio) en cualquier estado de un sistema en donde el proceso químico evoluciona hacia el equilibrio. Ese cociente en general se denomina cociente de reacción (Q). Cuando el estado que se analiza es exactamente el estado de equilibrio, Q será igual a K.

En el resto de las situaciones, Q será distinto de K y el sistema no está en equilibrio sino que evoluciona hacia él. Si Q es menor que K, el sistema deberá formar aún más productos para alcanzar el estado de equilibrio (dicho de otro modo deberá desplazarse hacia la derecha). Si en cambio Q es mayor que K el sistema deberá "retroceder", formando más reactivos para poder alcanzar el equilibrio. El planteo de Q y su comparación con K para un sistema en un estado determinado, es muy eficaz para decidir la verdadera situación del sistema y el futuro del mismo.

Por ejemplo: Indique si cada uno de los siguientes sistemas está en equilibrio respecto del proceso:

H2 + I2  2 HI ( Kc : 50 )

Si no lo está indique hacia donde se desplazará para alcanzarlo.

I) 1 mol de H2 y 2 de I2 en un recipiente de 10 litros.

II) 1 mol de H2, 1/2 mol de I2, 5 moles de HI en 2 litros.

III) 2 moles de H2, 3 moles de I2 y 2 moles de HI en 5 litros.

Comenzaremos por escribir el cociente de reacción; por ser todas las sustancias gaseosas:

El ejercicio consiste básicamente en comparar la constante de equilibrio con los valores de Q para cada caso.

Es evidente que para que el sistema se encuentre en equilibrio hay una condición necesaria e indispensable (aunque no suficiente) y es que se encuentren presentes todas las especies involucradas en el equilibrio.

Debido a esto queda descartado el primer sistema. Para alcanzar el equilibrio la única posibilidad es que reaccione hacia la derecha generando productos.

Pasemos al segundo sistema. Primero deberán calcularse las concentraciones molares para lo cual dividimos el número de moles presentes por el volumen del recipiente.

Así: [H2] = 0,5 M; [ I2] = 0,25 M y [HI] = 2,5 M

Si reemplazamos en la expresión de Q, obtenemos el valor 50 que coincide con K, en consecuencia el sistema está en equilibrio.

Dejamos el tercer caso para resolución del alumno.

Para poder resolver numéricamente este ejercicio, tomaremos el caso 1). Calcule las concentraciones de todas las especies cuando el sistema alcance el equilibrio.

Es importante recordar que cuando se alcance el equilibrio, independientemente de qué composición tenga el sistema originalmente, Q será igual a K. En este caso las concentraciones de los reactivos deberán disminuir para alcanzar el equilibrio, a la par que se formará el producto que inicialmente está ausente.

Los moles/l de los reactivos que deberán reaccionar y los moles/l de producto que deberán formarse para llegar al equilibrio son obviamente desconocidos y serán nuestra incógnita. Por esta razón elegimos como nuestra x a los moles/l de H2 que habrán reaccionado para alcanzar el equilibrio.

Como cada mol de H2 reacciona con un mol de I2, los x moles/l de H2 reaccionarán con x moles/l de I2. Pero como cada mol de H2 da dos moles de HI, los x moles/l de H2 formarán 2x moles/l de HI. El siguiente esquema representa lo dicho:

H2 + I2 2 HI

Concentraciones iniciales: 0,1 M 0,2 M O M

...