EQUILIBRIO QUIMICO
Enviado por addicto00 • 19 de Enero de 2014 • 1.232 Palabras (5 Páginas) • 216 Visitas
1.- EQUILIBRIO QUÍMICO.
En el tema 4 estudiamos el balance de energía de una reacción química, si era exotérmica o
endotérmica, y también estudiamos como predecir en qué sentido evolucionará espontáneamente una
reacción química, y en este tema nos dedicaremos a estudiar hasta que punto progresa una reacción
química en unas condiciones concretas dadas.
Hay reacciones que transcurren hasta completarse, es decir, hasta consumirse totalmente uno de
los reactivos. Tales reacciones se dice que son irreversibles. En ellas separamos los reactivos de los
productos por una flecha, como por ejemplo:
2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
la reacción entre el butano y el oxígeno progresa hasta que alguno de estos reactivos se consume
totalmente. Es decir, las cantidades de CO2 y H2O no dejan de aumentar mientras no se agote el C4H10 o
el O2.
Por el contrario, otras reacciones transcurren solo de manera limitada, sin que ninguno
de los reactivos se consuma totalmente. Así, el hidrógeno y el yodo cerrados en un matraz reaccionan
formando yoduro de hidrógeno, pero sin llegar a consumirse de todo. En estos casos se consigue un
equilibrio entre reactivos y productos. Dicho equilibrio se alcanza tanto a partir de los reactivos como a
partir de los productos. Por esta razón a este tipo de reacciones se les denomina reversibles, y en ellas
separamos reactivos de productos con una doble flecha:
H2 + I2 2 HI
Carlos Alonso - www.alonsoformula.com Página 1 de 26QUÍMICA DE 2º BACHILLERATO TEMA 5
Es importante tener en cuenta que se trata de un equilibrio dinámico, pues las moléculas siguen
reaccionando incluso una vez
alcanzado el equilibrio. A pesar del
cual las concentraciones se
mantienen constantes, ya que la
velocidad de la reacción directa, de
izquierda a derecha, es igual a la de
la reacción inversa, de derecha a
izquierda. Es decir, en el equilibrio
se forma yoduro de hidrógeno con
la misma velocidad con la que se
descompone.
En realidad, todos los sistemas
químicos cerrados alcanzan finalmente un estado de equilibrio dinámico. Sin embargo, en algunos
casos es muy difícil, incluso imposible, detectar dicho equilibrio, debido la que las cantidades de
reactivos, o de productos, presentes en el equilibrio son totalmente insignificantes.
2.- LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO, Kc
Veamos ahora como en todo sistema químico en equilibrio las concentraciones de los reactivos
y de los productos, expresadas en moles/litro, están relacionadas por una ecuación sencilla.
Analicemos los resultados de distintos experimentos, en los que se parte de diferentes
cantidades de reactivos y productos. La reacción que tiene lugar se representa por
H2(g) + I2(g) 2 HI(g) a 450ºC
[H2]o [I2]o [HI]o [H2]eq [I2]eq [HI]eq [ ]
[ ] [ ] 2 2
2
H I
HI
1,00·10−2
1,00·10−2
0,00 0,21·10−2
0,21·10−2
1,58·10−2
56,6
0,00 0,00 2,00·10−2
0,21·10−2
0,21·10−2
1,58·10−2
56,6
1,00·10−2
0,00 1,00·10−2
1,016·10−2
0,016·10−2
0,97·10−2
57,9
0,00 1,00·10−2
1,00·10−2
0,016·10−2
1,016·10−2
0,97·10−2
57,9
1,00·10−2
1,00·10−2
1,00·10−2
0,315·10−2
0,315·10−2
2,37·10−2
56,6
El estado de equilibrio de esta reacción homogénea se caracteriza porque las concentraciones
de cada uno de los componentes se mantienen constantes; sin embargo, las concentraciones de
equilibrio dependen de las proporciones relativas iniciales de las sustancias, como se puede observar en
la tabla.
En todos los casos se cumple que en el equilibrio:
= 57
[H ][I ]
[HI]
2 2
2
Se observa que las concentraciones de H2, I2 y HI en el equilibrio son diferentes en cada
experimento. Sin embargo,
...