lunes, 6 de diciembre de 2010

EQUILIBRIO QUÍMICO

Objetivo:

Comprender el concepto de reversibilidad de una reacción química.

Identificar el equilibrio químico experimentalmente a través de una reacción reversible.

Analizar el significado de la constante de equilibrio.

Aplicar la ley de Le Chatelier para predecir la dirección del equilibrio químico cuando esta se altera.


Introducción:

Cuando lleguemos a pensar que una reacción ha llegado a su fin y que por lo tanto no hay más transformación a nivel molecular estaremos equivocados: se establece un equilibrio químico en donde están ocurriendo reacciones opuestas con la misma velocidad, es decir, la velocidad de formación de los productos a partir de los reactivos es igual a la velocidad de formación de los reactivos a partir de los productos. Las reacciones reversibles son las que pueden llegar a un equilibrio químico.

Ejemplo:

glucosa + azul de metileno reducido (azul) ácido glucónico + azul de metileno oxidado

Condiciones para que un sistema llegue al equilibrio

1. Que la reacción sea reversible

2. Que el sistema esté cerrado.

3. Que el sistema esté a la misma temperatura, presión y volumen constante.

Ley del equilibrio químico

Está representada ppor el cosiente de la concentración de productos entre la concentración de reactivos elevados a los coeficientes de la reacción balanceada. Las unidades de la concentración de las sustancias son moles / litro.

Expresión de la ley del equilibrio químico: K eq = [productos] / [ reactivos]

Para una ecuación química la constante del equilibrio se expresa así:

aA + bB xX + yY

K eq = [X] x [Y] y / [A] a [B] b

La expresión matemática nos indica que la relación de productos entre reactivos es una constante.

Cuando existe un sólido o un líquido como reactivo o producto no se incluye en la expresión de la constante de equilibrio ya que la concentración de ellos en el equilibrio químico son en sí mismo una constante y no cambia durante la reacción química, ni por la adición o sustracción de ellos.

Ejemplos:

1. CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) la K eq = [CO2]

2. Cu 2+ (ac) + Zn(s) Zn 2+ (ac) + Cu(s) la Keq = [Zn 2+] /[Cu 2+ ]

Ejercicios:

1. La siguiente reacción se lleva a cabo a 731 K: H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)

Experimentalmente se obtienen los siguientes resultados:

Exp. [H2] [I2] [HI]

1 0.0358 1.0659 1.868

2 0.2485 0.285 1.7515

Calcular la K eq. de ambos experimentos.

2. La formación del gas metano a partir del monóxido de carbono a 1 200 K, la K eq. = 3.93 y las concentraciones de [CO] = 0.850 M; [H2O] = 0.286 M y [H2] = 1.333 M.

CO (g) + 3H2(g) CH4 (g) + H2O (g)

Calcular la concentración del gas metano.

3. Cuando reacciona azufre con oxígeno se forma SO2, la K eq. = 4.2 x 10 52

1/8 S8 (s) + O2 (g) SO2 (g)

T= 0 2 moles/l 0.0 moles /l

T= eq. 2.0 – x x moles/l


4. Calcular la K eq de la siguiente reacción a 453 °C. 2HI (g) H2 (g) + I2 (g)

T= 0 2 M 0 0

T= eq 1.6 M 0.022 0.022

5. La siguiente reacción hipotética:

A (s) 2B(g) + C (s)

Se inició con 0.2 moles/L de la sustancias A, en el equilibrio sólo quedaron 0.08 moles /L. calcula las concentraciones de B y C en el equilibrio y la K eq.

T= 0 0.2 M 0 0

T = eq 0.08 M 0.24 0.12

6. La reacción en equilibrio: 2NO(g) N2(g) + O2 (g) tiene una K eq = 8.36 x 10 3

Cuando se alcanza el equilibrio la [N2] = 0.05 M. ¿Cuál es la [NO] en el equilibrio?

T = eq x 0.05 M 0.05 M

Principio de Le Chetalier

“Cuando un sistema en equilibrio químico es perturbado por un cambio de temperatura, presión o en concentración, el sistema modificará la composición del equilibrio en alguna forma que tienda a contrarrestar este cambio y restaurar el equilibrio del sistema”.

La importancia del principio de Le Chatelier nos permite predecir la dirección en la que se desplazará el equilibrio cuando se altera alguno de estos variables: la concentración de alguna de las sustancias involucradas, la temperatura o la presión.

¿Cómo varía el equilibrio químico cuando se modifica la concentración?

Cuando se altera la concentración de alguno de los reactivos el sistema en equilibrio se modifica, y para recuperarlo el sistema su equilibrio para establecer otro, de acuerdo a las nuevas condiciones.

Por ejemplo:

N2(g) + 2 O2(g) 2 NO2(g)

Si se adiciona oxígeno al matraz de reacción el sistema tratará de disminuir la cantidad de éste haciéndolo reaccionar con más nitrógeno, lo que da lugar a que la concentración de NO2 se incremente. Es decir, el equilibrio se vería desplazado hacia la derecha (productos).

¿Cómo varía el equilibrio químico cuando se modifica la temperatura?

Se debe de considerar su entalpía (H) :

Si una reacción es endotérmica, ∆H positiva , al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (mayor formación de productos).

Si una reacción es exotérmica, ∆H negativa, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (mayor formación de reactivos).

¿Cómo varía el equilibrio químico cuando se modifica la presión?

Es importante hacer notar, que la presión sólo afecta a aquellos productos o reactivos que se encuentran en fase gaseosa.

A mayor presión, el equilibrio tenderá a irse a donde hay menor número de moles. De acuerdo con la ley general del estado gaseoso. Que implica que a mayor número de moles, mayor presión.

Ejemplo la obtención del amoniaco a partir de nitrógeno y oxígeno gaseosos.

N2 (g) + 3O2 (g) 2 NH3 (g)

reactivos productos

4 moles 2 moles

En este caso si hay un aumento de presión el equilibrio se desplazará hacia la derecha (productos).