Archivo no. 8 EQUILIBRIO QUIMICO PRINCIPIO DE

Equilibrio Químico
En una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en
ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo
reactivos), es decir, se trata de un equilibrio dinámico.
Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos
o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se
llega al equilibrio químico.
Principio de Le Chatelier. Variaciones en el equilibrio.
El equilibrio químico se rige por el principio de Le chatelier.
En los sistemas dinámicos, cualquier cambio en las condiciones de reacción
produce una perturbación. El Principio de Le Chatelier predice los efectos que
estos cambios provocan y las formas en que el sistema tiende a recuperar el
equilibrio.
“Un cambio en cualquiera de los factores que determinan las condiciones de
equilibrio de un sistema, ocasionará que dicho sistema cambie de manera que
reduzca o contrarreste los efectos, y el equilibrio se recupere.”
Los cambios experimentales que producen desequilibrio en los sistemas
dinámicos son variaciones de temperatura, volumen, presión y concentración
de los reactivos.
Este Principio es una forma cualitativa para predecir el sentido del
desplazamiento del equilibrio químico, de manera que se reduzca el efecto del
cambio.
Perturbación
Efecto sobre el equilibrio
A mayor
concentración en los Se desplaza hacia la izquierda
productos el equilibrio tiende
a
desplazarse hacia los reactivos para
compensar la reacción
A mayor
concentración en los Se desplaza hacia la derecha
reactivos, el equilibrio tiende
a
desplazarse hacia los productos
Al aumentar la presión
Se desplaza hacia donde hay
menos cantidad de moles
A menor presión
Se desplaza hacia donde hay mayor
cantidad de moles
Si la temperatura es exotérmica
Se desplaza hacia la izquierda
Si la temperatura es endotérmica
Se desplaza hacia la derecha
Si el volumen disminuye
Se desplaza hacia la derecha
Si el volumen aumenta
Se desplaza hacia la izquierda
Importancia en procesos industriales.
El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la
formación de un producto es de suma importancia en la industria, pues se
conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso.
Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de amoniaco a partir
de la reacción N2(g) + 3 H2(g) Á 2 NH3(g), exotérmica. La formación de
amoniaco está favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos de
productos que de reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta reacción
se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja,
aunque no puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que
mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción.
Ley de acción de masas. Constante de equilibrio (kc)
Como ya se mencionó el equilibrio químico es el estado al que se llega al final
de cualquier sistema químico. La expresión matemática que representa al
equilibrio químico, se conoce como ley de acción de masas y se enuncia como:
la relación del producto de las concentraciones elevadas a los coeficientes
estequiométricos, en la reacción de productos y reactivos permanece
constante al equilibrio.
para cualquier reacción:
Se define la constante de equilibrio (KC) de la siguiente manera:
Las letras entre paréntesis rectangular indican concentración molar de
reactivo o producto y los exponentes son los coeficientes estequiométricos
respectivos en la reacción. De acuerdo con estas expresiones matemáticas:
Los productos se encuentran en el numerador para que la magnitud de la
constante indique la magnitud del desplazamiento de la reacción hacia la
derecha.
K no tiene sentido por sí sola. Es la expresión del modelo matemático de lo que
sucede con los compuestos de una reacción.
VALOR NUMÉRICO DE K
>1
~1
<1
CONSECUENCIA
La velocidad de reacción de derecha a izquierda es
mayor que de izquierda a derecha
Las velocidades de reacción en ambos sentidos son
numéricamente iguales
La velocidad de reacción de izquierda a derecha es
mayor que de derecha a izquierda
Si K <<< 1, entonces la reacción es muy reversible
encuentra desplazada a la izquierda.
y se
dice
que se
Si K = 1, es una reacción en la que se obtiene 50% de reactivos y 50% de
productos.
Si K >>> 1, la reacción tiene un rendimiento alto y se dice que esta desplazada
a la derecha.
Si se utiliza Q se sabe que:
Si Q < K: la reacción se lleva a cabo hacia los productos (derecha), y Q va a
aumentar hasta llegar a K, donde se vuelve constante.
Si Q > K: la relación entre productos y reactivos es muy grande, entonces los
productos se convierten en reactivos y la reacción se lleva a cabo en
sentido contrario (izquierda, pero en menor cantidad).Si Q = K: el
sistema se encuentra en equilibrio.