Equilibrio Químico

Actividades

1. El proceso de formación del ácido yodhídrico se expresa gracias a la siguiente ecuación química:

• 𝐻2 𝑔 + 𝐼2(𝑔) ↔ 2𝐻𝐼(𝑔) de ella obtén:

a. la expresión de la velocidad de reacción directa. b. la expresión de la velocidad de reacción inversa. c. la expresión de la constante de equilibrio. d. Según las expresiones obtenidas, definan los siguientes conceptos: • reacción directa, reacción inversa, equilibrio

químico.

2. El 𝑁𝐻3 a nivel industrial se obtiene exclusivamente por el método denominado proceso Haber-Bosch, que consiste en la reacción directa entre el nitrógeno y el hidrógeno gaseoso según la ecuación:

𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 ↔ 2 𝑁𝐻3(𝑔); presenta ∆𝐻 = −46,2kJ/mol y un ∆𝑆° < 0. Conforme a los datos entregados:

a. ¿Cuáles son las expresiones de la velocidad directa e inversa?

b. ¿Cuándo el proceso será exotérmico y cuándo endotérmico?

c. ¿Cuál es la expresión de la constante de equilibrio?

d. ¿Corresponde a un equilibrio homogéneo o heterogéneo? Justifica tu respuesta.

e. ¿Qué se puede interpretar de su constante de equilibrio?

Constante de equilibrio (Keq) y el cociente de reacción (Q)

Si nos planteamos las siguientes preguntas:

•¿Cómo serán las concentraciones de las sustancias en una reacción, cuando se alcance el equilibrio, con respecto a las concentraciones iniciales? ¿Serán mayores o menores?

• Para esto, se calcula el cociente de reacción (Q), cuyo valor permite predecir el sentido de la reacción.

• El cociente de reacción es una expresión análoga a la constante de equilibrio ( k eq ) , pero se calcula empleando las concentraciones iniciales de cada componente del sistema y no con las concentraciones en equilibrio.

• Sabemos que si el valor de k eq es mayor a 1, la reacción tiende a avanzar hacia la derecha, mientras que si es menor a 1 la mezcla contiene principalmente reactivos.

• Cuando Q  >  k eq las sustancias del lado derecho de la ecuación química reaccionan para formar sustancias en el izquierdo, desplazando la

reacción de derecha a izquierda y viceversa. Lo anterior, permite también predecir como volver al estado de equilibrio.

Principio de Le Châtelier

Toda reacción química que alcanza el equilibrio químico no tiene un rendimiento al cien por ciento, es decir, nunca se obtendrá la mayor cantidad de productos a partir de los reactivos. Esta situación puede revertirse, es decir, es posible romper el estado de equilibrio de una reacción química, al alterar algunas de las características del sistema químico, para obtener la mayor cantidad de productos posibles, aspectos clave, por ejemplo, en la industria química y farmacéutica.

“Si sobre un sistema en equilibrio se modifica cualquiera de los factores que influyen en una reacción química, dicho sistema evolucionará en la dirección que contrarreste el efecto que causó el cambio o ruptura del equilibrio”, refiriéndose específicamente a la temperatura, presión y concentración de las especies participantes.

En 1884, el químico francés Henry Louis Le Châtelier enunció el principio que indica que:

Efecto de la concentración.

• Al aumentar la concentración de los reactivos (manteniendo constantes otras variables del sistema químico en equilibrio), el sistema reaccionará oponiéndose a ese aumento.

• El equilibrio se desplazará a la derecha

favoreciendo la formación de productos y

contrarrestando el efecto, hasta que de nuevo

se establece el equilibrio.

EJERCICIO

• Para analizar la influencia de la concentración en el equilibrio, estudiemos el siguiente ejemplo, sobre la reacción de combustión de

monóxido de carbono (CO), que se presenta

según la ecuación química:

2CO( g) + O2(g) ↔ 2CO2 (g)

Para realizar el ejercicio, es necesario tener los datos.

Las concentraciones que se encuentran para el equilibrio, son:

• [ CO ]  =  0,399 mol/L

• [ O 2 ]  =  1,197 mol/L

• [ CO 2 ]  =  0,202 mol/L

• Se obtendrá el valor de la constante de equilibrio ( k eq )

El valor obtenido, indica que reactantes y productos se encuentran en proporciones semejantes y que el equilibrio está desplazado hacia los reactantes, o en otras palabras, hacia la reacción inversa.

¿Qué sucedería si se agrega oxígeno (𝑂2(𝑔) ) en

concentración 1 mol/L?

• Al alterar la situación de equilibrio, es necesario calcular el cociente de reacción (Q), considerando el exceso de oxígeno, es decir:

• [𝑂2(𝑔)]=  1,197 mol/L (inicial ) +1 mol/L  =  2,197mol/L

• En síntesis, el valor de Q es menor que la k eq así, para contrarrestar el efecto de agregar 𝑂2 (aumentando la concentración de los reactivos), el sistema se desplazara hacia la derecha para producir mayor cantidad de

productos y restablecer el equilibrio.

• ¿Qué sucedería si se agrega al sistema 1 mol/L de dióxido de carbono (CO2 ) ?

• ¿Cómo se restablece el equilibrio si se deja escapar 1 mol/ L de oxígeno (O2 ) ?

Efecto de la presión • En un sistema químico en el que participan

sustancias en estado gaseoso, se altera el equilibrio cuando se produce una variación en la presión que lo afecta. Así, un aumento de la presión favorecerá la reacción que implique la disminución de volumen; en cambio, si la presión desciende, se favorecerá la reacción en la que los productos ocupen un volumen mayor que los reactantes. En el siguiente esquema se explica este proceso en la reacción de nitrógeno (𝑁2 ) e hidrógeno ( 𝐻2) gaseosos para formar amoníaco (𝑁𝐻3) , también gaseoso:

• N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)

Por lo tanto, es importante considerar, que existen tres formas de alterar la presión del sistema gaseoso:

a. Al agregar o quitar un componente del sistema.

b. Añadir un gas inerte al sistema. Este hecho solo aumenta la presión global del sistema pero no altera el equilibrio.

c. Cambiar el volumen del contenedor.

Efecto de la temperatura

• Al aumentar la temperatura de un sistema químico que se encuentra en equilibrio, este se opondrá al cambio, desplazándose en el sentido que absorba calor, es decir, favoreciendo la reacción endotérmica, y viceversa,si disminuye la temperatura, se favorecerá la reacción exotérmica.

• Por lo tanto, el calor se puede considerar como producto de una reacción exotérmica y como reactante para una reacción endotérmica. Por ello, al adicionar calor en una reacción exotérmica esta se desplaza hacia la izquierda para consumir el calor añadido. Así mismo, cuando se calienta una reacción endotérmica, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, para

consumir el calor añadido y formar mayor

cantidad de productos.

Considerando lo anteriormente expuesto, predice para cada una de las siguientes reacciones:

• ¿Qué sucede si aumenta la temperatura del sistema?

• ¿Cómo se restablecerá el equilibrio?

Actividad Para la reacción

2H2S(g) + 3O2 (g) ↔ 2H2O(g) + 2SO2(g)

cuyo ΔH es igual a –1036 kJ, justifica cómo se verá afectado el equilibrio en estos casos.

a. Al aumentar el volumen del recipiente a

temperatura constante.

b. Al extraer 𝑆𝑂2.

c. Al incrementar la temperatura manteniendo el volumen constante.