UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO

REPUBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA
UNIVERSIDAD EXPERIMENTAL SUR DEL LAGO “Jesús María
Semprúm”
PROGRAMA DE INGENIERÌA EN ALIMENTOS.
UNIDAD CURRICULAR: QUIMICA INORGANICA.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
Prof. David Mejias
2009
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
•
Se llaman reacciones irreversibles las que finalizan cuando se agota alguna de las
sustancias reaccionantes y se dice que la reacción ha transcurrido en una sola
dirección, es decir, desde los reactivos hacia los productos.
•
Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección. La mayoría son
reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción
procede hacia la formación de productos.
•
Tan pronto como se forman algunas moléculas de producto comienza el proceso
inverso: estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. El equilibrio
químico se alcanza cuando las velocidades de reacción directa e inversa se igualan
y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.
•
Cabe señalar que en el equilibrio químico participan distintas sustancias como
reactivos y productos. El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se
denomina equilibrio físico porque los cambios que suceden son procesos físicos.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
•
Aunque el estudio del equilibrio físico da información útil, como la presión
de vapor de equilibrio, es de gran importancia estudiar los procesos
químicos en equilibrio; por ejemplo la reacción reversible entre el dióxido de
nitrógeno (NO2) y el tetróxido de dinitrógeno (N2O4). El avance de esta
reacción, puede seguirse con facilidad ya que el N2O4 es un gas incoloro,
mientras que el NO2 tiene un color café oscuro que muchas veces es
visible en el aire contaminado.
N2O4(g)
Incoloro
2NO2(g)
Color Café
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
•
Suponga que se inyecta N2O4 en un matráz vacío. El color café que
aparece de inmediato indica que se han formado moléculas de NO2. El
color se torna más intenso a medida que se disocia más N2O4, hasta que
se logra el equilibrio. Más allá de este punto no hay cambios evidentes de
color, porque las concentraciones de N2O4 y de NO2 permanecen
constantes.
•
También es posible alcanzar el estado de equilibrio partiendo de NO2 puro.
Cuando algunas moléculas de NO2 se combinan para formar N2O4 el color
se desvanece. Otra forma de crear un equilibrio es comenzar con una
mezcla de N2O4 y de NO2 y seguir el curso de la reacción hasta que el color
ya no cambie. La figura 1, muestra como se forma un gas a partir del otro,
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EQUILIBRIO HOMOGENEO
•
El término equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que
todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase. La
disociación del N2O4 es un ejemplo de equilibrio homogéneo en fase
gaseosa. El equilibrio puede expresarse matemáticamente de la siguiente
forma:
N2O4(g)
Incoloro
2NO2(g)
Color Café
Kc = [NO2]2/[ N2O4]
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EQUILIBRIO HOMOGENEO
•
Observe que el subíndice en Kc indica que las concentraciones de las
especies reactivas se expresan en molaridad (moles por litro). Las
concentraciones de reactivos y productos en las reacciones de gases
también se pueden expresar en términos de sus presiones parciales:
Kp = P2 NO2/ PN2O4
y dado que: P = (n/V).R.T
Kp = Kc(R.T)∆n
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EQUILIBRIO HETEROGENEO
•
Una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en
distintas fases conduce a un equilibrio heterogéneo. Por ejemplo, cuando
el carbonato de calcio se calienta en un recipiente cerrado, se establece el
siguiente equilibrio:
CaCO3(s)
CaO (s) + CO2(g)
Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintas. La constante de
equilibrio se puede expresar como:
K′c = [CaO][CO2]/[CaCO3]
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EQUILIBRIO HETEROGENEO
La prima en la constante K′c sirve para distinguirla de la forma final de la constante
de equilibrio que se obtiene más adelante). Sin embargo, la “concentración” de
un sólido, al igual que su densidad, es una propiedad intensiva y no depende de
la cantidad de sustancia presente. Por ejemplo, la “concentración molar” del
cobre (densidad = 8,96 g/cc) a 20 °C es la misma pa ra 1 gramo o 1 tonelada del
metal.
[Cu] = (8,96 g/cc).(1 mol/63,55 g) = 0,141 mol/cc = 141 mol/litro
Por esta razón los términos [CaO] y [CaCO3] son en sí mismos constantes y se
pueden combinar con la constante de equilibrio. En esta forma, la ecuación se
simplifica a:
([CaCO3]/[CaO]). K′c = Kc = [CO2]
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EQUILIBRIO HETEROGENEO
•
Donde Kc, es la nueva constante de equilibrio, la cual, queda expresada en
términos de una sola concentración, la de CO2. Observe que el valor de Kc
no depende de la cantidad de CaCO3 y CaO presentes, siempre que algo
de éstos se encuentren en el equilibrio, Figura 2. La presión de equilibrio
de
CO2
es
la
misma
en
a)
y
b)
a
la
misma
temperatura,
independientemente de las cantidades diferentes de CaCO3
presentes.
y
CaO
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EQUILIBRIO HETEROGENEO
• En forma alternativa, la constante de equilibrio también se expresa
como:
Kp = PCO2.
• En este caso, la magnitud de la constante de equilibrio es igual a la
presión del gas CO2 una magnitud fácil de medir.
• Lo que se mencionó a cerca de los sólidos se aplica también para
los líquidos, es decir, si un líquido es un reactivo o un producto, su
concentración se considera como constante y no se incluye en la
expresión de la constante de equilibrio K.
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CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
•
El concepto de constantes de equilibrio es fundamental en química. Como
se verá en breve, las constantes de equilibrio son la clave para resolver
muchos tipos de problemas de estequiometría de sistemas en equilibrio.
•
Por ejemplo, un químico industrial que desea obtener el máximo
rendimiento de ácido sulfúrico, debe tener un conocimiento claro de las
constantes de equilibrio de todas las etapas del proceso, desde la
oxidación del azufre hasta la formación del producto final.
•
Un médico especialista en casos clínicos de alteraciones en el balance
ácido-base necesita conocer las constantes de equilibrio de ácidos y bases
débiles.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
•
Para emplear las constantes de equilibrio, es necesario expresarlas en
términos de concentraciones de reactivos y de productos.
•
La única guía con que se cuenta es la ley de acción de masas. Esta ley
propuesta por los químicos noruegos Cato Guldberg y Meter Waage,
establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una
temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de
reactivos y productos tienen un valor constante K.
•
Esta ley conduce a la fórmula general para encontrar las concentraciones
de equilibrio.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
•
Sin embargo, como las concentraciones de reactivos y de productos se
pueden expresar en distintas unidades, y dado que las especies que
reaccionan no siempre están en la misma fase, es probable que haya más
de un modo de expresar la constante de equilibrio para la misma reacción.
Para comenzar, se analizarán reacciones en las que los reactivos y
productos están en la misma fase.
K = [C]c.[D]d/[A]a.[B]b
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
• Ejemplo 1.
• Escriba las expresiones para Kc y Kp, según sea el caso, para las
siguientes reacciones reversibles en equilibrio:
• a.- HF(ac) + H2O(l) ------- H3O+(ac) + F-(ac)
• b.- 2NO(g) + O2(g) -------- 2NO2(g)
• c.- CH3COOH(ac) + C2H5OH(ac) -------- CH3COOC2H5(ac) + H2O(l)
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CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
• Solución:
• a.- Como en esta reacción no hay gases presentes, Kp no se aplica y
solo se tiene a K’c.
K’c = [H3O+].[F-]/[HF].[H2O]
El HF es un ácido débil, de modo que la cantidad de agua que se
consume en la ionización del ácido es despreciable comparada con la
cantidad de agua presente como disolvente. Por tanto, la expresión de
la constante de equilibrio se reduce a:
Kc = [H3O+].[F-]/[HF]
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
•
Solución:
•
b.- Kc = [NO2]2/[NO]2.[O2] Ó Kp = P2 NO2 /P2 NO.PO2
•
c.- La constante de equilibrio K′c está dada por:
K′c=[CH3COOC2H5][H2O]/[H3COOH].[C2H5OH]
Como el agua formada en la reacción es despreciable comparada con el agua
presente como disolvente, su concentración no cambia, y la nueva constante
de equilibrio se expresa como:
•
Kc=[CH3COOC2H5]/[CH3COOH].[C2H5OH]
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
RESUMEN DE LAS REGLAS PARA ESCRIBIR LAS EXPRESIONES DE
LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO.
•
Las concentraciones de las especies reactivas en fase condesada se
expresan en mol/litro; en la fase gaseosa, las concentraciones se pueden
expresar en mol/litro o en atm. Kc se relaciona con Kp por medio de una
ecuación simple:
Kp = Kc(R.T)∆n.
Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros (en equilibrios
heterogéneos) y los disolventes (en equilibrios homogéneos) no aparecen
en las expresiones de la constante de equilibrio.
La constante de equilibrio (Kc o Kp) es una cantidad adimensional en
muchos casos.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
RESUMEN DE LAS REGLAS PARA ESCRIBIR LAS EXPRESIONES DE
LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO.
• Al señalar un valor para la constante de equilibrio, es necesario
especificar la ecuación balanceada y la temperatura.
• Si una reacción representa la suma de dos o más reacciones, la
constante de equilibrio para la reacción global está dada por el
producto de las constantes de equilibrio de las reacciones
individuales.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
RELACIÓN ENTRE CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO.
• La magnitud de K = [C]c[D]d/[A]a[B]b, es constante a una
temperatura dada y no depende de las variaciones de cada una de
las concentraciones de equilibrio. Este hecho se entiende si se
examina la cinética de las reacciones químicas y, al mismo
tiempo, se tiene una idea más clara de los procesos de equilibrio.
• Suponga que la siguiente reacción reversible se lleva a cabo por
un mecanismo que consta de un solo paso elemental tanto en la
dirección directa como en la inversa:
k1
A
+
2B
AB2
k2
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
RELACIÓN ENTRE CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO.
• La velocidad directa está dada por V1:
Velocidad1 = k1.[A].[B]2
• y la velocidad de la reacción inversa está dada por V2:
Velocidad2 = k2.[AB2]
• Donde K1 y K2 son las constantes de velocidad para las
reacciones en sentido directo e inverso. En el equilibrio, cuando ya
no se producen cambios netos, las dos velocidades son iguales.
Velocidad1 = Velocidad2
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
RELACIÓN ENTRE CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO.
• k1[A].[B]2 = k2[AB2]
k1/ k2 = [AB2]/ [A].[B]2 = Kc
• Donde a que K1 y K2 son constantes a una temperatura dada, su
cociente también es una constante, y es igual a la constante de
equilibrio Kc.
Kc = [AB2]/ [A].[B]2
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
RELACIÓN ENTRE CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO.
•
Como se ha podido ver la constante de equilibrio está relacionada con la
velocidad de la reacción, pero hasta ahora no hemos definido formalmente el
concepto de velocidad de reacción. Para ello basta decir, que se entiende por
velocidad de una reacción química la cantidad de materia que se consume o
se produce por unidad de tiempo y describe qué tan rápido cambian con el
tiempo las concentraciones de los reaccionantes o los productos.
Generalmente se expresa en las unidades mol/litro-seg.
•
La velocidad específica de reacción se define como la cantidad de materia
que se transforma por segundo por unidad de volumen del sistema.
•
Existen cuatro factores que influye en la velocidad de una reacción: (1)
naturaleza de los reaccionantes, (2) concentración de los reaccionantes, (3)
temperatura y (4) catálisis.
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EFECTOS DE LA CONCENTRACIÓN Y LEYES DE LA VELOCIDAD.
• Diferentes reacciones químicas proceden a velocidades diferentes;
algunas son tan rápidas que parecen instantáneas como la
neutralización de un ácido por una base, mientras que otras son tan
lentas que no aparece signo de reacción en varios meses y aún en
años.
• La ley de velocidad para una reacción tal como:
aA + bB + cC ------------ dD + eE
Velocidad = k[A]x.[B]y.[C]z
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTOS DE LA CONCENTRACIÓN Y LEYES DE LA VELOCIDAD.
• Donde k es una constante llamada constante de velocidad específica
y los términos dentro de los corchetes, [A], [B] y [C] representan las
concentraciones molares (moles/litro) de los reaccionantes. Los
exponentes x, y, z representan el orden de la reacción con respecto
de A, B y C respectivamente.
• El orden total de la reacción es (x + y + z). El valor numérico de los
exponentes x, y, z debe determinarse experimentalmente y no puede
deducirse teóricamente; además, no hay relación entre estos
exponentes y los coeficientes de A, B y C en la ecuación balanceada
(es decir, a, b y c).
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTOS DE LA CONCENTRACIÓN Y LEYES DE LA VELOCIDAD.
•
Si el exponente es x = 1, la reacción es de primer orden con respecto a
A.
•
Si el exponente es x = 2, la reacción es de segundo orden con respecto a
A, etc.
•
Es posible que x = 0, lo cual significa que la velocidad de la reacción es
independiente de la concentración del compuesto A (orden cero en A).
Las unidades de k dependen de las unidades para las concentraciones y
de las unidades de tiempo.
•
Como la velocidad de una reacción se puede estudiar
experimentalmente midiendo los cambios de concentración que ocurren
en un intervalo dado de tiempo, la ecuación de velocidad para la
reacción puede expresarse también en función de los símbolos:
-d[A]/dt, -d[B]/dt, +d[C]/dt, +d[D]/dt
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTOS DE LA CONCENTRACIÓN Y LEYES DE LA VELOCIDAD.
•
Donde -d[A]/dt y -d[B]/dt denotan, respectivamente, la disminución de
concentración de A y B por unidad de tiempo; +d[C]/dt y +d[D]/dt
denotan el aumento de la concentración de C y D por unidad de tiempo.
•
Para un reaccionante determinado, A o B, la ecuación de velocidad se
puede escribir también:
•
•
•
Velocidad de transformación = - ∆[reaccionante]/∆t
y para un producto (D o E):
Velocidad de formación = ∆[producto]/∆t
Donde ∆[ ] es el cambio de concentración que ocurre en un intervalo de
tiempo ∆t.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE
REACCIÓN. ECUACIÓN DE ARRHENIUS.
• Casi todas las reacciones químicas suceden a mayor velocidad
cuando se aumenta la temperatura. Para hacer un cálculo cuantitativo
del efecto de la temperatura sobre la velocidad de la reacción, es
necesario examinar los cambios que ocurren en la energía potencial
cuando dos moléculas chocan y reaccionan. En la figura 3, se
muestra un diagrama de energía potencial para el proceso A + B --- C + D.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE
REACCIÓN. ECUACIÓN DE ARRHENIUS.
•
Este diagrama es un gráfico de la energía potencial poseída por las
moléculas como una función de las coordenadas de reacción. A la
izquierda del diagrama los reaccionantes A y B estan muy lejos entre si;
cuando se acercan se debe vencer la repulsión mutua entre sus nubes
electrónicas convirtiendo la energía cinética en energía potencial, de tal
suerte que, la energía potencial del sistema, aumenta a un máximo en el
complejo activado compuesto de A y B de vida muy corta, [A. . .B], donde
el símbolo ≠ se utiliza para designar el estado activado.
•
Este complejo se puede descomponer para formar moléculas de C + D o
para formar nuevamente las moléculas de A + B. En el diagrama el nivel
de energía (entalpía) de C + D está por debajo del nivel de A + B, de
suerte que la reacción es exotérmica.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN.
ECUACIÓN DE ARRHENIUS.
•
La diferencia de energía entre A + B y el complejo activado representa
una barrera de energía que deben vencer las moléculas reaccionantes
para que se produzca la reacción denominada energía de activación, Ea.
•
Como regla general, las reacciones que tienen energía de activación alta
tienden a producirse lentamente, mientras que las reacciones rápidas
generalmente tienen energías de activación bajas.
•
Cuando se eleva la temperatura de la mezcla que reacciona, se aumenta
la fracción de las moléculas reaccionantes que poseen esta energía
mínima, de manera que aumenta la velocidad de la reacción. Esto se
expresa cuantitativamente en la ecuación de Arrhenius:
•
K1 = A. e(-Ea/R.T1)
K2 = A. e(-Ea/R.T2)
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN.
ECUACIÓN DE ARRHENIUS.
•
•
•
•
•
Haciendo logaritmos en base e (logaritmo natural) en ambos lados.
Ln(K1) = ln(A) -Ea/R.T1
Ln(K2) = ln(A) -Ea/R.T2
Llevando estas expresiones a logaritmo decimales y restando la primera
ecuación de la segunda, se cancela el término común log A, y se obtiene:
log(K2) – log(K1) = (Ea/2,303.R.T1)-(Ea/2,303.R.T2)
Reordenando,
•
log(K2)/(K1) = (Ea/2,303.R).(1/T1 – 1/T2)
•
De esta última expresión se puede calcular la energía de activación Ea, si se
conocen las constantes K1 y K2 a las temperaturas T1 y T2.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
•
Existe una regla general que ayuda a predecir en qué dirección se
desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio (o
perturbación) de concentración, presión, volumen o temperatura. Esta regla,
o principio de Le Châtelier, establece que si un equilibrio es sometido a un
efecto perturbador, el sistema se ajusta de tal manera que se cancela
parcialmente dicha perturbación alcanzando nuevamente una posición de
equilibrio. El principio de Le Châtelier se utiliza para valorar los efectos de
tales cambios.
• CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓN.
• El tiocianato de hierro (III), [Fe(SCN)3], se disuelve fácilmente en
agua y da como resultado una solución de color rojo por la presencia
del ión FeSCN+2 hidratado. El equilibrio entre el ion FeSCN+2 no
disociado y los iones Fe+3 y SCN- está dado por:
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
FeSCN+2(ac)
Rojo
Fe+3(ac)
+
amarillo pálido
SCN-(ac)
incoloro
¿Qué sucede cuando se agrega tiocianato de sodio (NaSCN) a esta disolución? En
este caso, la perturbación aplicada al sistema en equilibrio implica un aumento
en la concentración de SCN- (debido a la disociación de NaSCN). Para
contrarrestar esta perturbación, algunos iones Fe+3 reaccionan con los iones
SCN- añadidos y el equilibrio se desplaza de derecha a izquierda.
FeSCN+2(ac)
Rojo
Fe+3(ac)
amarillo pálido
+
SCN-(ac)
incoloro
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
•
Por consiguiente el color rojo de la disolución se vuelve más intenso figura
4. De igual modo, si se agrega nitrato de hierro (III), [Fe(NO3)3], a la
disolución original, el color rojo también se acentúa porque los iones Fe+3
añadidos provenientes del [Fe(NO3)3] desplazarán el equilibrio hacia el lado
izquierdo.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
•
Suponga ahora que se agrega algo de ácido oxálico (H2C2O4) a la disolución
original. El ácido oxálico se ioniza en agua y forma el ion oxalato C2O4-2, el cual
se une fuertemente a los iones Fe+3 libres. Estos iones se consumen a medida
que se forma el ion Fe(C2O4) 3-3 estable de color amarillo. En consecuencia, si
se disocian más unidades de FeSCN+2 y el equilibrio se desplaza hacia la
derecha:
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
FeSCN+2(ac)
Fe+3(ac)
Rojo
amarillo pálido
volverá
amarilla
+
SCN-(ac)
incoloro
•
La solución roja se
Fe(C2O4)3-3 formados.
debido
a
los
iones
•
Este experimento demuestra que todos los reactivos y productos se
encuentran en equilibrio en el sistema de reacción. Además, al aumentar las
concentraciones de los productos (Fe+3 o SCN-) el equilibrio se desplaza
hacia la izquierda, y al disminuir la concentración del producto Fe+3 el
equilibrio se desplaza hacia la derecha. Estos cambios son los que predice
el principio de Le Châtelier.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
•
•
CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN.
Los cambios de presión normalmente no alteran las concentraciones de las
especies reactivas en fase condensada (por ejemplo, en disolución acuosa), ya
que los líquidos y los sólidos son prácticamente incompresibles. En cambio, las
concentraciones de los gases son muy susceptibles a los cambios de presión. Al
examinar de nuevo la ecuación:
PV = n.R.T P = (n/V).R.T
•
Se nota que P y V se relacionan en forma inversa: a mayor presión menor
volumen, y viceversa. Observe también que el término (n/V) es la concentración
del gas en mol/L, y varía directamente con la presión. Suponga que el sistema en
equilibrio:
N2O4(g)
2NO2(g)
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
•
CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN.
•
Está dentro de un cilindro acoplado a un émbolo móvil. ¿Qué pasaría si se
aumenta la presión de los gases empujando el émbolo a temperatura
constante? Como el volumen disminuye la concentración (n/V) de ambos gases
(N2O4 y NO2) aumenta. Dado que la concentración de NO2 está elevada al
cuadrado en la expresión de la constante de equilibrio, Kc = [NO2]2/[N2O4] el
incremento de la presión aumenta el numerador más que el denominador. El
sistema ya no está en equilibrio, así que:
Qc = [NO2]2/[N2O4]
Por consiguiente, Qc > Kc, la reacción neta se desplazará hacia la izquierda hasta
que Qc = Kc. Por el contrario una disminución en la presión (aumento de
volumen) hará que Qc sea menor que Kc, y la reacción neta se desplazará
hacia la derecha hasta que Qc = Kc.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
•
CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN.
•
En general, un aumento en la presión (disminución de volumen) favorece la
reacción neta que reduce el número total de moles de gases (en este caso, la
reacción inversa), y una disminución en la presión (aumento de volumen)
favorece la reacción neta que aumenta el número total de moles de gases (en
este caso, la reacción directa). Para las reacciones en las que no cambia el
número de moles de gases, el cambio de presión (o de volumen) no modifica la
posición del equilibrio.
•
Ejemplo 1.
•
Para cada uno de los siguientes sistemas en equilibrio:
•
a.- 2PbS(s) + 3O2(g) ==== PbO(s) + 2SO2(g)
•
b.- PCl5(g) ==== PCl3(g) + Cl2(g)
•
c.- H2(g) + CO2(g) ===== H2O(g) + Co(g)
•
Pronostique la dirección de la reacción neta en cada caso al aumentar la
presión del sistema a temperatura constante.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
•
•
CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN.
a.- Si sólo se consideran las moléculas gaseosas, en la ecuación balanceada
hay 3 moles de reactivos gaseosos y dos moles de productos gaseosos. Por
tanto, la reacción neta se desplazará hacia los productos (hacia la derecha)
cuando aumenta la presión.
•
b.- El número de moles de productos es 2 y el de los reactivos 1; por tanto, la
reacción neta se desplazará hacia los reactivos, es decir, hacia la izquierda.
•
c.- El número de moles es igual al número de moles de reactivos, de manera
que el cambio de presión no tiene efecto sobre el equilibrio.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
•
•
CAMBIOS EN LA TEMPERATURA.
Los cambios de concentración, presión o volumen, pueden alterar la posición
del equilibrio, pero no modifican el valor de la constante de equilibrio químico.
Este solo se altera con los cambios en la temperatura.
•
La formación de NO2 a partir de N2O4 es un proceso endotérmico:
N2O4(g)
NO2(g)
∆H° = 58,0 kj
Y la reacción inversa es exotérmica:
N2O4(g)
∆H° = -58,0 kj
NO2(g)
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
•
•
CAMBIOS EN LA TEMPERATURA.
En resumen un aumento en la temperatura favorece la reacción endotérmica, y
una disminución de temperatura favorece una reacción exotérmica.
Figura 5. a) Dos bulbos que contienen una mezcla en equilibrio de NO2 y N2O4
gaseosos b) cuando un bulbo se sumerge en agua helada (izquierda), se aclara
su color, lo cual indica que se formó el gas incoloro N2O4. Cuando el otro bulbo se
sumerge en agua caliente su color se oscurece, lo indica un aumento en el gas
NO2.
UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.
•
EFECTO DE UN CATALIZADOR.
•
Se sabe que un catalizador aumenta la velocidad de una reacción al reducir la
energía de activación de la reacción. Sin embargo, un catalizador disminuye la
energía de activación de la reacción directa y la reacción inversa en la misma
magnitud.
•
Se puede concluir que la presencia de un catalizador no modifica la constante
de equilibrio, y tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio.
•
Si un catalizador se añade a una mezcla que no está en equilibrio, sólo
provocará que la mezcla alcance más rápido el equilibrio. La misma mezcla se
obtendrá sin el catalizador, pero en mayor tiempo.