TP 18 Equilibrio Químico - Sistema educativo virtual UNLP

TEMA 18
Cátedra de Introducción a la Química para Ciencias Naturales - UNLP
EQUILIBRIO QUIMICO
REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES
La mayoría de las reacciones químicas no se producen en forma completa, es decir, cuando los reactivos se
mezclan en cantidades estequiométricas no se transforman completamente en productos. Estas reacciones se
producen en ambas direcciones y se denominan reacciones reversibles. En cambio, aquellas que se producen
en su totalidad se denominan reacciones irreversibles. En ellas, los reactivos se transforman completamente
en productos.
Una reacción reversible puede representarse de manera general de la siguiente forma:
a A + bB
c C + dD
donde, A y B son los reactivos, C y D los productos de la reacción y a, b, c y d los coeficientes estequiométricos.
La doble flecha indica que la reacción es reversible. Esto significa que, así como A y B reaccionan para formar
C y D (reacción directa), estos pueden reaccionar entre sí para volver a dar los reactivos originales A y B
(reacción inversa).
En este tipo de reacciones puede establecerse una relación denominada cociente de reacción (Q) que,
matemáticamente, puede expresarse de la siguiente manera:
Q=
[C] c .[D] d
[A] a .[B] b
Donde [A] y [B] son las concentraciones molares de reactivos y [C] y [D] son las concentraciones molares de
productos. Cuando se mezclan los reactivos A y B el valor de este cociente Q será inicialmente pequeño (altas
concentraciones de reactivos A y B y bajas concentraciones de productos C y D) pero irá aumentando a medida
que los reactivos se transforman en productos (debido a que disminuyen las concentraciones de A y B y
aumentan las de C y D). Por lo tanto, el valor de Q varía durante el transcurso de la reacción y su valor nos
da una pauta de en qué medida los reactivos se han transformado en productos.
Las reacciones químicas requieren de un cierto tiempo para producirse, es decir para que los reactivos se
transformen en productos, total o parcialmente, según se trate de una reacción irreversible o reversible,
respectivamente. Cada reacción química está caracterizada por una velocidad de reacción, que es la
velocidad con que disminuye la concentración de reactivos y aumenta la de productos. La velocidad de una
reacción depende de ciertas características intrínsecas del sistema (temperatura, estado de agregación de
reactivos, etc) reunidas en una constante llamada κ (kappa) y de las concentraciones molares de los reactivos,
elevadas a exponentes que quedan determinados por el mecanismo de reacción. Si en la reacción hipotética
planteada suponemos que tanto la reacción directa como la inversa ocurren mediante mecanismos sencillos de
una sola etapa, entonces las velocidades de la reacción directa (a A + b B Æ c C + d D), νd y de la reacción
inversa (c C + d D Æ a A + b B), νi pueden escribirse como:
v d = κ d [A] a .[B] b
v i = κ i [C] c .[D] d
Consideremos ahora un caso particular. Supongamos que se colocan en un recipiente los reactivos A y B sin
que exista, al principio, nada de los reactivos C y D y se deja que proceda la reacción. Inicialmente, las
concentraciones molares de A y B serán elevadas y por lo tanto la velocidad de combinación de estos (vd) será
alta. Como en ese momento las concentraciones de C y D son nulas también lo será la velocidad de
combinación de ellos (vi). A medida que transcurre la reacción entre A y B, comienza a acumularse cierta
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cantidad de productos C y D los que pueden reaccionar entre ellos para volver a dar A y B. Como las
concentraciones de los reactivos son aún mucho más altas que la de los productos, la velocidad de producción
de C y D es mucho mayor que la de descomposición de los mismos. De esta manera los productos seguirán
acumulándose y aumentará cada vez más la velocidad de la reacción de formación de reactivos (reacción
“inversa”). Al mismo tiempo, las concentraciones de reactivos irán decreciendo de tal forma que la velocidad de
formación de productos (reacción “directa”) irá disminuyendo.
Si la velocidad de la reacción “directa” era máxima al principio de la reacción y va disminuyendo, y la de la
reacción “inversa” era nula y va aumentando, puede intuirse que, en algún momento de la reacción, ambas
velocidades serán iguales y la reacción parecerá “detenida”. En realidad las dos reacciones siguen
transcurriendo, pero como ambas lo hacen a la misma velocidad, macroscópicamente parece que nada
sucediera. Las concentraciones de las cuatro especies químicas permanecen constantes en el tiempo. El
sistema se encuentra en un estado denominado de equilibrio dinámico. Si graficamos el cambio de las
concentraciones de reactivos y productos con el tiempo para la reacción directa en la cual inicialmente sólo
tenemos reactivos, observamos:
[B]0
Concentración
[C]
[A]0
[D]
[B]
A medida que esto sucede el valor de Q se va modificando,
aumenta desde un valor inicial igual a cero hasta un valor
constante en el tiempo (porque las concentraciones de
productos y reactivos se hacen constantes). A ese valor
constante de Q se lo denomina constante de equilibrio (K)
y tiene un valor único para cada reacción, a temperatura
constante. La expresión matemática de la constante de
equilibrio Kc es:
[A]
Kc =
Tiempo
[C] ce .[D] de
[A] ae .[B] be
donde el subíndice “e” indica que las concentraciones molares de los productos y los reactivos son las
concentraciones correspondientes al estado de equilibrio. A partir de la expresión anterior, queda claro que las
unidades de Kc deben ser (mol/L)c+d-a-b, sin embargo, por convención se acepta escribir las constantes de
equilibrio sin unidades.
Para que un sistema alcance el equilibrio no es condición necesaria que las concentraciones iniciales de los
productos sea cero. Para el sistema de reacción formado por reactivos y productos A, B, C, D, a cierta
temperatura, cualesquiera que sean las concentraciones iniciales de los mismos el sistema evolucionará hacia
la situación de equilibrio y las concentraciones finales serán tales que cumplirán con el valor de Kc, a la
temperatura considerada. Se debe tener en cuenta, entonces, que cuando se parte de condiciones iniciales
diferentes a las señaladas anteriormente, las concentraciones individuales finales, tomarán distintos valores al
alcanzar el equilibrio, pero la relación [Prod]e/[React]e será tal que corresponderá al valor correspondiente a Kc,
a la temperatura considerada.
PREDICCIÓN DE LA DIRECCIÓN DE UNA REACCIÓN: se puede predecir en que dirección procederá una
reacción para alcanzar el equilibrio comparando los valores del cociente de reacción Q y de la constante de
equilibrio K.
a) Si en la mezcla inicial de reacción, el cociente de reacción Qc es menor que la constante de equilibrio Kc (Qc
< Kc) entonces para alcanzar el equilibrio los reactivos se consumirán para formar productos.
b) Si en la mezcla inicial de reacción Q > Kc los productos reaccionaran para dar reactivos con la finalidad de
alcanzar el equilibrio.
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Se debe tener presente que como la reacción es reversible, los “productos” de la reacción “directa” son, a su
vez, los “reactivos” de la reacción “inversa”. En ambos casos, Q alcanzará finalmente el valor de Kc.
c) Si en la mezcla inicial de reacción Q = Kc entonces las concentraciones iniciales son las de equilibrio y el
sistema está en equilibrio.
SIGNIFICADO DEL VALOR NÚMERICO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO: el valor numérico de la
constante de equilibrio Kc nos una da idea de la dirección (sentido directo o inverso) en la que procede una
mezcla de reacción para alcanzar el equilibrio y nos permite, además, calcular las concentraciones de reactivos
y productos una vez alcanzado el equilibrio.
Que Kc tenga un valor bastante mayor que 1 indica que, en el equilibrio, habrá mayor cantidad de productos que
de reactivos, es decir la reacción procede mayoritariamente en el sentido en que está escrita; que el valor de Kc
sea bastante menor que 1 indica que, en el equilibrio, habrá más reactivos que productos y que la reacción no
transcurre de manera importante tal como está escrita.
El valor de Kc se calcula a partir de las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio. También,
conociendo el valor de Kc y de la concentraciones iniciales de reactivos o productos resulta posible calcular las
concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio (se verá la importancia de esto en los trabajos
prácticos).
Consideremos un ejemplo: Se colocan 0,4 moles de A y 0,2 moles de B en un recipiente de 1 litro
(concentraciones iniciales). El valor de Kc de la reacción entre A y B para dar C y D es 100, a una cierta
temperatura. ¿Cuáles serán las concentraciones de A, B, C y D cuando el sistema alcance el equilibrio?
Lo primero que hace falta conocer para realizar dicho cálculo, es la ecuación que representa a la reacción
química, en este caso será
A +B
C+D
Conociendo la ecuación química, uno puede escribir la expresión de Kc, para esta reacción en particular
Kc =
[C] e .[D] e
[A] e .[B] e
Para calcular las concentraciones en el equilibrio, debemos tener en cuenta la cantidad de reactivo que se
consumió y la de productos que se generó desde el estado inicial hasta que el sistema alcanzó el equilibrio. De
acuerdo a la estequiometría de la reacción propuesta en el ejemplo, un mol de A reaccionará con un mol de B
para originar un mol de C y un mol de D. Análogamente, si consideramos que para alcanzar el equilibrio, se
consumieron x moles de A, éstos deben haber reaccionado con x moles de B originando x moles de C y x
moles de D.
Inicialmente las concentraciones de A y B eran de 0,4 y 0,2 moles por litro, respectivamente y las de C y D eran
nulas. Cuando hayan reaccionado x moles de A con x moles de B se habrán generado x moles de C y x moles
de D. Si realizamos una tabla con las concentraciones iniciales y finales tendremos
A
B
C
D
Concentraciones iniciales
0,4
0,2
0
0
Concentraciones finales
0,4-x
0,2-x
x
x
(2)
De acuerdo con esto sabemos, aunque como incógnitas, las concentraciones de reactivos y productos en el
equilibrio (2). Si reemplazamos dichas concentraciones en la expresión de Kc, tendremos
Kc =
x2
(0,4 − x ) . (0,2 − x )
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100 =
x2
0,2.0,4
− 0,4x − 0,2x + x 2
Si pasamos el denominador del segundo término multiplicando al otro lado queda:
(008-0,6x + x2).100 = x2
8 - 60x + 100x2 = x2
Si x2 pasa restando al segundo término la ecuación se transforma en
100 x 2 − x 2 − 60 x + 8 = 0
99 x 2 − 60 x + 8 = 0
Esta última expresión es una ecuación de segundo grado o cuadrática del tipo:
ax 2 + bx + c = 0
cuyas soluciones vienen dadas por la siguiente ecuación:
x=
− b ± b 2 − 4ac
2a
La resolución de este tipo de ecuaciones produce siempre dos valores matemáticos de x, pero sólo uno de ellos
tiene sentido físico. De las dos soluciones de la ecuación cuadrática se debe elegir el resultado que tenga
sentido físico sabiendo que el valor de las concentraciones no puede ser nunca negativo.
En el ejemplo los valores de x obtenidos son 0,41 y 0,19 moles/litro. Si consideramos el valor de x = 0,41mol/l
obtenemos para las concentraciones en el equilibrio:
[A] = 0,4 - x = 0,4 - 0,41= -0,01 y [B] = 0,2 - x = 0,2 - 0,41= -0,19, siendo ambos resultados valores irreales pues
dan concentraciones negativas.
Si consideramos, la segunda solución de la ecuación, es decir x = 0,19 mol/l, se obtienen valores de A, B, C y
D de 0,21M, 0,01M, 0,19M y 0,19M, respectivamente, que son resultados lógicos. Por otra parte, para el caso
analizado, en el que inicialmente no hay productos en la mezcla, los resultados finales para las concentraciones
de reactivos deben ser menores a los de las concentraciones originales, dado que se han consumido durante la
reacción.
El ejemplo discutido es sólo un caso particular. En el caso más general debemos considerar una reacción tal
como:
aA + bB
cC + dD
partiendo de concentraciones iniciales arbitrarias C0A, C0B, C0C y C0D. El razonamiento para la resolución será
análogo aunque se debe tener en cuenta que la expresión de Kc será distinta porque se incluyen los
coeficientes estequiométricos a, b, c y d.
En primer lugar se debe calcular el valor de Q, el que nos indicará en qué sentido se desplazará la reacción
para alcanzar el equilibrio. Según lo discutido anteriormente, si Q resulta menor que Kc, A y B reaccionarán para
formar más C y D, es decir se producirá la reacción “directa”. Por el contrario, si Q es mayor que Kc, se
consumirán C y D para formar A y B, según la reacción “inversa”.
Consideremos que Q < Kc, entonces reaccionan a moles de A con b de B para dar, c de C y d de D. La tabla
con las concentraciones iniciales y finales será:
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A
B
0
Concentraciones Iniciales
C
Concentraciones Finales
C0A – ax
A
C
D
C0B
0
C
C0B - bx
C0C + cx
C
C0D
C0D + dx
Donde los superíndices 0 indican concentraciones iniciales y los subíndices A, B, C y D indican a que especie
química corresponde esa concentración. Reemplazando en la expresión de Kc estos valores de concentraciones
en el equilibrio, se obtendrá:
Kc =
(C0C + cx )c .(CD0 + dx )d
(C0A − ax )a .(CB0 − bx )b
Así, conociendo el valor de Kc puede obtenerse, resolviendo la ecuación cuadrática correspondiente, aquel valor
de x que tenga sentido físico. Conociendo ese valor se puede calcular las concentraciones en el equilibrio de
reactivos y productos al reemplazarlo en las expresiones de concentraciones finales dadas en la última fila de
la tabla anterior.
PRESIONES PARCIALES Y CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Cuando los reactivos y productos se encuentran en estado gaseoso, es conveniente expresar la constante de
equilibrio en términos de presiones parciales (Kp)
aA(g) + bB(g)
Así para la reacción general:
KP =
cC(g) + dD(g)
(PC ) c .(PD ) d
(PA ) a .(PB )b
en donde PA, PB, PC, PD representan las presiones parciales de reactivos y productos en el recipiente de
reacción Si las presiones parciales se expresan en atmósferas las unidades de Kp deberían ser (atm)c+d-a-b, pero
al igual que lo que ocurre con Kc, por convención, se la escribe sin unidades.
Como la presión parcial de un gas es directamente proporcional a su concentración, las constantes Kp y Kc
están relacionadas. Considerando comportamiento ideal para los gases y tomando la siguiente reacción a modo
de ejemplo:
N2( g) + 3H2( g) ⇔ 2NH3( g)
podemos escribir:
KP =
2
PNH
3
PN2 .PH3
o
KC =
2
Según la ley general de los gases:
[NH3 ] 2
[N2 ] .[H2 ] 3
PV = nRT
P=
nRT
= CRT
V
Donde C es la concentración molar del gas. Reemplazando esta relación en la expresión para Kp tendremos
Kp =
([NH3 ].RT )2 . = [NH3 ]2 . (RT )2
([N2 ].RT ).([H2 ].RT )3 [N2 ][. H2 ]3 (RT )(. RT )3
de donde: Kp = Kc.(RT )
−2
,
En general, la ecuación que relaciona ambas constantes puede escribirse como:
Kp = Kc (RT )
Δn
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Donde: Δn es igual a la diferencia entre la sumatoria del número de moles de los productos gaseosos y la
sumatoria del número de moles de los reactivos gaseosos, es decir:
Δn = Σ moles productos gaseosos - Σ moles de reactivos gaseosos
En el caso de la ecuación general, estipulada anteriormente: Δn = (c + d) – (a + b).
FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO QUÍMICO
Una vez alcanzado el equilibrio, el sistema permanecerá en esa situación mientras no se produzca alguna
perturbación que lo saque de ese estado. Cuando un sistema en equilibrio es perturbado de alguna manera,
responde a dicha perturbación según lo que establece el principio de Le Chatelier: “si se aplica un estímulo o
perturbación a un sistema en equilibrio, éste se opone a dicho estímulo de forma tal de alcanzar nuevamente el
equilibrio”.
Hay varios factores o variables del sistema que pueden alterar el equilibrio al ser modificadas. Veremos
algunas de ellas.
1.- Cambios en la concentración
Tomemos como ejemplo el sistema en equilibrio:
A +B
KC =
C+D,
para el cual
[C].[D]
[ A ].[B]
Si a dicho sistema en equilibrio se añade un exceso de A o B, provocando un aumento en la concentración de
éstos, el principio de Le Chatelier nos asegura que el sistema reaccionará a dicho cambio consumiendo parte
del reactivo agregado y formando productos, hasta alcanzar nuevamente el equilibrio. Se dice que el sistema se
desplaza hacia los productos para reestablecer el equilibrio. Es posible entender lo ocurrido sabiendo que
inicialmente el sistema se encuentra en equilibrio y Q = Kc. Al agregar reactivos al sistema, la perturbación
aparta al sistema del equilibrio produciendo la desigualdad Q < Kc. El sistema reacciona de modo de disminuir la
concentración de reactivos y aumentar la de productos de modo de que Q vuelva al valor de Kc alcanzando una
nueva situación de equilibrio.
Análogamente, si se aumenta la concentración de alguno de los productos, C o D, el sistema vuelve al equilibrio
consumiendo dicho exceso y produciendo A y B. En este caso, la perturbación ocasiona que Q > Kc.
Si se reduce la concentración de alguno de los reactivos, el sistema lo regenerará consumiendo productos y lo
inverso ocurrirá si se reduce la concentración de alguno de los productos.
2.- Cambios de volumen y presión
Los cambios de presión no afectan significativamente a sólidos y líquidos pues éstos son prácticamente
incompresibles. A diferencia de ellos, los gases, son sensibles a cambios de presión ocasionados por cambios
en el volumen del recipiente que los contiene (recordar la ley de Boyle-Mariotte para gases ideales).
En las reacciones químicas en las que intervienen reactivos y/o productos gaseosos el equilibrio se ve alterado
por cambios de presión y volumen.
Considere la siguiente reacción:
A ( g)
2D( g) ,
cuya constante de equilibrio es:
Kc =
[D] 2
[A]
Al aumentar la presión total del sistema el volumen de éste disminuirá y como consecuencia aumentaran las
concentraciones de A y de D. Como la concentración de D está elevada al cuadrado, el numerador en la
expresión de la constante de equilibrio aumentará mucho más que el denominador. Esta perturbación aparta al
sistema del equilibrio, haciendo que Q > Kc. El sistema reestablece el equilibrio consumiendo D y produciendo
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A, es decir, se desplazadóse de derecha a izquierda. Si, por el contrario, se disminuye la presión total del
sistema y, como consecuencia, aumenta el volumen, el proceso será el opuesto.
Se puede generalizar diciendo que: “un aumento en la presión o una disminución en el volumen ocasionan que
el sistema vuelva al equilibrio desplazando la reacción en la dirección donde haya el menor número de moles
gaseosos (en el ejemplo, hacia los reactivos). Por otro lado, una disminución de la presión o un aumento en el
volumen desplazarán la reacción hacia donde haya un mayor número de moles gaseosos”.
3.- Cambios de temperatura
Para una reacción exotérmica, que transcurre liberando calor al entorno, podemos escribir:
A+ B
C + calor
de forma de considerar al calor como un “producto” más de la reacción directa. Es importante notar que la
reacción “inversa” es una reacción endotérmica. Al aumentar la temperatura exterior a presión constante,
aumenta la cantidad de calor que el entorno entrega al sistema. Ese exceso de calor en el sistema sólo puede
ser contrarrestado por una reacción endotérmica. Por lo tanto, la reacción se desplaza desde los productos
hacia los reactivos, consumiéndose el exceso de calor.
Si se escribe la expresión de Kc para el sistema tenemos
KC =
[C]
[ A ].[B]
A pesar de comportarse como un “producto”, el calor no está incluido en la expresión de Kc, por lo tanto, al
aumentar la temperatura aumentarán las concentraciones de A y B y disminuirá la concentración de C,
ocasionando que el valor numérico de Kc disminuya.
Para una reacción endotérmica, que requiere calor para producirse, podemos escribir:
F + G + calor
H
Para reacciones de este tipo, un aumento en la temperatura exterior, a presión constante, ocasiona que la
reacción se desplace hacia la derecha (favorece a los productos) y por consiguiente el valor de Kc aumentará.
La expresión matemática que permite determinar la variación del valor de la constante de equilibrio con la
temperatura es la denominada ecuación de Vant’ Hoff:
ln
K1
ΔH 0 ⎛ 1
1 ⎞
⎜⎜
⎟=−
−
K2
R ⎝ T1 T2 ⎟⎠
Donde: K1 y K2 son las constantes de equilibrio a dos temperaturas, T1 y T2, R es la constante de los gases
expresada en Kcal/(mol K) y ΔH0 el cambio de entalpía estándar de la reacción.
De todo lo expresado anteriormente, se puede concluir que la temperatura es la única variable que
modifica el valor de la constante de equilibrio de una dada reacción.
4.- Agregado de un catalizador
Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química. En general son sustancias
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que no participan de la reacción y que se recuperan, tal como se habían agregado, luego de transcurrida la
misma. Las enzimas son ejemplos de catalizadores para las reacciones que tiene lugar en los sistemas
biológicos. Son moléculas de estructura proteica que aceleran (catalizan) una gran variedad de reacciones en
los organismos vivos, desde la replicación del DNA hasta la asimilación de proteínas en el tracto digestivo.
A pesar de acelerar las reacciones químicas, los catalizadores no modifican la Kc porque la reacción directa y la
inversa se ven modificadas en la misma magnitud. Tampoco se desplaza el equilibrio, ya que no se alteran las
concentraciones finales de reactivos y productos. Por lo tanto, un catalizador sólo reduce el tiempo que el
sistema tarda en llegar al equilibrio, sin producir perturbación alguna.
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS
Todos los sistemas considerados hasta el momento son ejemplos de sistemas homogéneos (aquellos donde
reactivos y productos se encuentran en una única fase). Recordemos que denominamos fase a toda porción
homogénea y físicamente distinguible de un sistema, separada de otras porciones del sistema por superficies
limitantes bien definidas. Hay algunos sistemas que tienen más de una fase y se denominan sistemas
heterogéneos, como por ejemplo un sólido en agua, dos líquidos inmiscibles entre si, un gas y un líquido, etc.
A veces se establece un equilibrio entre dos fases, por ejemplo una cierta cantidad de una sal disuelta en agua
en equilibrio con la sal sólida o un gas disuelto en agua en equilibrio con la fase gaseosa (el CO2 de un sifón o
una gaseosa). A este tipo de equilibrio se los denomina equilibrios heterogéneos.
Supongamos la siguiente reacción reversible a 25°C:
2Hg(l) + O 2( g)
2HgO( s)
donde los subíndices s, l y g indican el estado de agregación de cada componente, se ve que hay tres fases,
una sólida, una liquida y una gaseosa. En este caso Kc toma la siguiente forma
K ′C =
[Hg] 2 .[O 2 ]
[HgO] 2
Tanto los líquidos como los sólidos tienen un volumen propio que no depende de la presión. Para calcular la
concentración de un sólido hay que dividir el número total de moles por su volumen. Si durante la reacción se
consumen digamos, la mitad de los moles de sólido, el volumen también se reducirá a la mitad por lo que la
relación moles/volumen será la misma y por lo tanto la concentración será constante. Como regla general, las
concentraciones de sólidos y líquidos puros se mantiene constante durante el transcurso de una reacción.
Entonces, si se agrupan todos los términos constantes en un mismo miembro de la ecuación, se obtiene una
nueva constante Kc:
K´c
[HgO]2 = [O ]
2
[Hg]2
de donde: K´c
[HgO]2
[Hg]2
= Kc
Entonces: Kc = [O 2 ]
Tener en cuenta: “siempre que se considere equilibrios heterogéneos, la constante de equilibrio de la reacción,
Kc, queda expresada sólo en términos de las concentraciones de los gases y de las sustancias en solución que
participan de la reacción”.
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EQUILIBRIO QUÍMICO Y TERMODINÁMICA
De acuerdo con la ecuación de Van’t Hoff, establecida con anterioridad, debe existir una relación entre la
constante de equilibrio y las funciones de estado termodinámicas de una reacción. La relación existente puede
escribirse en términos del cambio de energía libre de Gibbs según la siguiente ecuación:
ΔG = ΔGº + RT ln Q
Siendo, ΔG y ΔG0 los cambios de energía libre de Gibbs en condiciones no estándar y estándar,
respectivamente. Esta ecuación puede utilizarse para calcular ΔG o Q en condiciones de no-equilibrio.
Cuando el sistema alcanza el equilibrio, Q = K y la termodinámica nos enseña que ΔG = 0, de manera que la
ecuación anterior se reduce a:
ΔGº = -RTln K
Esta ecuación nos permite calcular ΔG0 conociendo la constante de equilibrio o bien estimar la constante a partir
del conocimiento del cambio de energía libre.
PROBLEMAS DE APLICACION
1.- Para cada una de las siguientes reacciones escriba la expresión de Kc y de Kp e indique la relación entre
ambas constantes:
2SO 3( g)
a) 2SO 2( g) + O 2( g)
b) 2H2O( g)
c) CO3Ca( s)
d) N2O 4( g)
2H2( g) + O2( g)
CaO( s) + CO2( g)
2NO2( g)
e) S( s) + O2( g)
SO2( g)
f) I2( s) + H2( g)
2HI( g)
2.- Dadas las siguientes reacciones de desplazamiento y sus constantes. ¿Cuál de los tres metales desplazará
más eficientemente al ion Cu++ de sus sales?
a) Zn ( s ) + Cu (2ac+ )
Kc = 2x1037
Cu ( S ) + Zn (2ac+ )
+
b) Mg( s) + Cu(2ac
)
+
Cu( s ) + Mg(2ac
)
Kc = 6x1090
+
c) Fe( s) + Cu(2ac
)
+
Cu( s) + Fe(2ac
)
Kc = 3x1026
3.- Para el siguiente sistema en equilibrio el valor de Kp es 3,18 a T = 727 K. Calcule el valor de Kc. a esa T.
2SO2( g) + O2( g)
2SO3( g)
4.- Plantee la ecuación balanceada y la expresión de la constante de equilibrio para la reacción de formación de
amoníaco según la síntesis de Haber. a) Calcule el valor de Kc sabiendo que en un recipiente de 50 litros se
encuentran en equilibrio: 2,5x10-2 moles de NH3, 1 mol de N2 y 1 mol de H2 a 600 K, b) Calcule Kp a T = 600 K,
c) ¿Qué concentración de NH3 estará en equilibrio con una concentración de H2 2x10-3 M y una de N2 1x10-2 M
a 600 K?
5.- La Kc de la reacción de formación de la hematina (Fe2O3) a partir de la magnetita (Fe3O4) calentada en
ambiente de O2 vale 5x1043 a T = 400 K :
1
2Fe 3 O 4( s ) + O 2( g)
3Fe 2O 3( s )
2
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Calcule la presión de O2 en el equilibrio.
6.- Explique cuál será el efecto sobre la posición del equilibrio y sobre el valor de la constante de equilibrio en
cada una de las reacciones que se detallan a continuación:
i)
Cl2( g) + PCl3( g)
ii) 3O 2( g) + 64,8Kcal
iii) 2H2O( g) + Cl2( g)
iv) H2( g) + I2( g)
PCl5( g) + 30Kcal
2O 3( g)
4ClH( g) + O 2( g) + 28,8Kcal
2HI( g) + 3Kcal
si el equilibrio se perturba mediante: a) aumento de temperatura, b) aumento del volumen del recipiente de
reacción, c) aumento de la concentración de la sustancia subrayada, d) agregado de un catalizador, e)
disminución de la presión.
7.- Para la siguiente reacción de descomposición:
PCl5(g)
PCl3(g) + Cl2(g)
a) el valor de la constante de equilibrio es 0,0224 a T = 500 K y 33,30 a T = 700 K. Indique si la reacción es
exotérmica o endotérmica, b) indique si el pentacloruro de fósforo será más estable a altas o bajas
temperaturas, c) sugiera cuatro factores de perturbación del sistema, inicialmente en equilibrio, que permitan
aumentar el número de moles de tricloruro de fósforo presentes al alcanzar el equilibrio nuevamente.
8.- En un recipiente de 2 litros de capacidad se introducen un mol de H2 gaseoso y un mol de I2 gaseoso a una
I2( s) + H2( g)
2HI( g)
temperatura 490°C:
Considerando que la constante de equilibrio Kc de la reacción, a esa temperatura, es 45,9, calcule las
concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio.
9.- Una mezcla en equilibrio de hidrógeno, yodo y yoduro de hidrógeno contiene: 2,24x10-2 M de hidrógeno,
2,24x10-2 M de yodo y 0,155 M de yoduro de hidrógeno en un recipiente de 5 L, a 458 °C de temperatura.
a) Determine Kc, b) si se agregan 0,1 moles de yoduro de hidrógeno al recipiente, calcule el valor del cociente
de reacción Q y prediga en qué dirección se desplazará la reacción para alcanzar nuevamente el equilibrio.
¿Cuáles serán las concentraciones de todos los componentes al alcanzar nuevamente el equilibrio?
10.- Para la siguiente reacción en equilibrio:
3Fe( s) + 4H2O( g)
4H2( g) + Fe3O 4( s)
el valor de Kc es 5,1 a T = 900°C. Si en un recipiente de 1 litro se colocan 0,05 moles de agua gaseosa y un
exceso de hierro sólido ¿Cuál será la concentración de H2 gaseoso una vez establecido el equilibrio a esa
temperatura?
11.- Se colocan en un recipiente, a T = 1000 K, NH3, H2 y N2 en concentraciones 0,102 M, 2,62 M y 1,93 M
respectivamente. A esa temperatura Kc vale 2,38x10-3. a) Indique si el sistema se encuentra en equilibrio, b) si
no lo está, ¿cómo llegará a dicho estado?, ¿produciendo o consumiendo NH3?
12.- Calcular la constante de equilibrio Kp a 298 K para la siguiente reacción: N2( g) + O2( g)
2NO( g)
sabiendo que ΔHº = 180,5 kJ y ΔSº = 0,0249 kJ/K.
13.- Para la siguiente reacción a T = 25ºC:
C 2H 4( g) + H 2( g)
C 2 H 6( g )
Kp = 5,04x1017. a) Calcule ΔGº para la reacción, b) determine el valor de ΔSº conociendo que ΔHº = 57 kJ.
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