TEMA 1: EQUILIBRIO QUIMICO

TEMA 1: EQUILIBRIO QUIMICO

Muchas reacciones, tales como la combustión del carbón en el aire, el desprendimiento de hidrógeno en el ataque del zinc por el ácido sulfúrico diluido y la descomposición del clorato potásico en cloruro potásico y oxígeno al calentarlo a temperatura algo elevada entre otros muchos procesos químicos bien conocidos y familiares, se realizan hasta que se agota la substancia reaccionante que está en defecto, o sea, en los casos considerado, el carbón, el zinc y el clorato potásico. Estos resultados pueden llevar a la idea de que esta conclusión es general, de que todas las reacciones progresan hasta su terminación, esto es, hasta que desaparece uno de los reactivos y el proceso no puede ya proseguir.

En realidad, estos casos de reacciones completas lo son en menor número y la mayoría de procesos químicos se verifican en extensión limitada, ya que los productos de la reacción reaccionan a su vez entre si para dar lugar a una recuperación de los reactivos iniciales. Se establece un estado de equilibrio dinámico, en el cual las cantidades de todas las especies químicas reaccionantes permanecen invariantes, ya que se dan simultáneamente las reacciones directa e inversa.

La velocidad de la reacción química depende de varios factores, tales como la naturaleza de las substancias reaccionantes, la temperatura, la presencia de catalizadores y la concentración (o presión en caso de gases) de las especies que intervienen en el proceso. La influencia de dicho factor viene dada por la Ley de Guldberg y Waage, que dice que: la velocidad de una reacción es proporcional al producto de la actividad de cada una de las especies reaccionantes. Para sistemas ideales la actividad es igual a la concentración de las sustancias. Así para una reacción dada (etapa elemental):

aA + bB → cC + dD

La velocidad de reacción vendrá dada por la ecuación:

V = k1 [A]a [B]b

donde k1 es la constante de velocidad, la cual depende de los otros factores mencionados y los exponentes son los órdenes de reacción, que al tratarse de una etapa elemental son coincidentes con la estequiometría del proceso. Así mismo podemos plantear la ecuación de velocidad para el proceso inverso, es decir:

cC + dD → aA + bB

en este caso, la velocidad vendría expresada por

V = k-1 [C]c [D]d

Suponiendo que en el equilibrio se produce la igualdad de las dos velocidades de reacción , la velocidad directa y la inversa, se cumpliría que:

 k1 [A]a [B]b = k-1 [C]c [D]d

lo que nos permitiría conocer la relación de las actividades (concentraciones) de las distintas especies químicas reaccionantes en el punto de equilibrio para dicho proceso químico:

[pic 1]

Kc dado que es la relación entre dos constantes k1 y k-1 será también una constante que se conoce como constante de equilibrio. Ésta expresión es correcta para reacciones entre substancias gaseosas, si bien en estos casos se deduce a partir de consideraciones teóricas más exactas (demostración a partir de consideraciones energéticas que algunos de vosotros veréis en Química Física de segundo curso) la constante Kp establecidad directamente en función de presiones parciales de los gases reaccionantes y cuyo valor es:

[pic 2]

La relación entre las constantes Kp y Kc se encuentra a partir de la expresión PV=nRT empleándola para cada especie gaseosa reaccionante, de forma que:

[pic 3]

donde Δn representa la variación en el número de moles de las especies reaccionantes y que en este caso sería igual a (c+d)-(a+b).

Si la reacción tiene lugar entre sustancias líquidas o en disolución, la constante de equilibrio que se deduce teóricamente es Kx en función de cada una de las fracciones molares de cada uno das especies químicas que intervienen en la reacción, esto es:

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