Equilibrio Quimico
janissssss1 de Febrero de 2013
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Equilibrio químico
Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una
determinada velocidad hasta que la reacción se completa. Llegado ese instante, lo que ocurre en el
proceso es que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición
de éstos para formar nuevamente los reactivos de los que proceden. Es decir, se llega a la formación
de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las especies reaccionantes (reactivos y
productos) permanecen constantes. Ese estado se conoce con el nombre de «equilibrio químico» y lo
vamos a estudiar con detenimiento en la presente Unidad.
5. Equilibrio químico
5.1 Introducción
5.1 Introducción
Reacción: H2 1 I2
El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan
cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que la reacción sigue.
2 HI
Velocidad
En la mayoría de las reacciones químicas los reactivos no se consumen totalmente para
obtener los productos deseados, sino que, por el contrario, llega un momento en el que
parece que la reacción ha concluido. Podemos comprobar, analizando los productos formados
y los reactivos consumidos, que la concentración de ambos permanece constante.
H2 y I2
Formación (Vd)
Equilibrio Vd = Vi
HI
Descomposición Vi
t
te
¿Significa esto que realmente la reacción se ha parado? Evidentemente no, una reacción en
equilibrio es un proceso dinámico en el que continuamente los reactivos se están convirtiendo
en productos y los productos se convierten en reactivos; cuando lo hacen a la misma velocidad
nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado.
te = tiempo para alcanzar el equilibrio
Fig. 5.1. Velocidades de formación
y descomposición del HI.
Es decir, el equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones opuestas
que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad.
Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la Figura 5.1. Así pues,
si tenemos una reacción:
aA + bB
Vd
vi
cC + dD
vd 5 velocidad de formación de los productos
vi 5 velocidad de descomposición de los productos
Cuando ambas velocidades se igualan, se considera
que el sistema está en equilibrio.
Es importante diferenciar entre el
equilibrio en términos de velocidad,
en el que ambas velocidades son igua-
les, del equilibrio en términos de con-
centraciones, donde éstas pueden ser,
y normalmente son, distintas.
Se puede deducir que el sistema evolucionará
cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin
de adaptarse a las condiciones energéticas más
favorables. Cuando éstas se consigan, diremos que
se ha alcanzado el equilibrio, esto es, DG 5 0 (ver
Aprendo más en pág. 152).
En un sistema en equilibrio se dice que el mismo
se encuentra desplazado hacia la derecha si hay
más cantidad de productos (C y D) presentes en el
mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará
desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo
contrario.
Zona de equilibrio
Concentraciones
[A]
[B]
[A] [ B ]
[C] [D]
(a)
[C]
[B]
te
tiempo
Concentraciones
[C] [D]
Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones
representadas en la Figura 5.2.
Consideremos la reacción de obtención del trióxido
de azufre a partir de azufre y oxígeno a 1 000 °C
según:
2 SO2 (g) + O2 D 2 SO3 (g)
130
(b)
[A] [ B ]
te
tiempo
Fig. 5.2. (a) y (b). Representación de un
sistema en equilibrio cuando predominan los
reactivos (a) o los productos (b).
5. Equilibrio químico
5.1 Introducción
Inicialmente partimos de 0,4 moles de SO2 y 0,2 moles de O2 en un recipiente de 1 litro de
capacidad. Al cabo del tiempo se establece el equilibrio y se comprueba que se han formado
0,06 moles de SO3 y quedan sin reaccionar 0,34 moles de SO2 y 0,17 moles de O2 [ver Figura
5.3 (a) en el margen].
Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalteradas,
pues se ha conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que la reacción
se haya parado, ya que el estado de equilibrio es un estado dinámico permanente.
A continuación variamos las concentraciones de partida y realizamos otra experiencia.
Partimos ahora de 0,4 moles de SO3 en el mismo recipiente anterior, sin añadir ni SO2 ni O2.
Al alcanzarse el equilibrio, en las mismas condiciones anteriores, 1 000 °C, comprobamos que
las concentraciones de las especies que intervienen en la reacción son las mismas que las
obtenidas anteriormente [ver Figura 5.3 (b) en el margen].
El hecho de que las concentraciones de reactivos y productos coincidan en ambos casos
es casual y se debe a que se han tomado cantidades estequiométricas en los dos casos
estudiados. Si las cantidades hubieran sido otras cualesquiera, lo único que permanecería
constante sería la Keq, que estudiaremos a continuación, siempre y cuando no se modifique
la temperatura. Otra cuestión distinta es el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, que
puede ser mayor o menor que el del primer experimento.
Concentración
0,4
[SO2] = 0,34 M
0,3
0,2 [O2] = 0,17 M
0,1 [SO3] = 0,06 M
0,0
te
En el ejemplo estudiado anteriormente se comprueba que las concentraciones de las
sustancias que intervienen en el proceso, cuando éste llega al equilibrio, son las mismas,
independientemente de la concentración inicial.
Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante, siempre y
cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una
forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos
y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio.
Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:
aA + bB
Kd
Ki
cC + dD
La velocidad de la reacción directa o hacia la derecha, si es un proceso elemental, será:
tiempo
Concentración
0,4
b
[SO2] = 0,34 M
0,3
0,2 [O2] = 0,17 M
0,1 [SO3] = 0,06 M
0,0
te
A. Constante de equilibrio
a
tiempo
Fig. 5.3. Representación del equilibrio para la
formación del SO3 (a) y para la descomposición
del SO3 (b).
La primera formulación de esta ley se
basó en evidencias puramente experi-
mentales en el sistema NO2/N2O4. La
constante de equilibrio es una canti-
dad cuyo origen es termodinámico y no
cinético. En el apéndice de esta Unidad
se estudia termodinámicamente.
vd 5 Kd [A]a [B]b
Mientras que, para la reacción inversa, vale:
vi 5 Ki [C]c [D]d
En las expresiones anteriores, Kd y Ki son las constantes de velocidad específicas para ambas
reacciones, derecha e izquierda respectivamente. Como, por definición, ambas velocidades
son iguales en el equilibrio vd = vi, se cumple que:
Kd [A]a [B]b 5 Ki [C]c [D]d
Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:
Kd [C] c [D] d
=
Ki [A] a [B] b
Las especies que intervienen en el
cálculo de Kc son aquellas que pueden
variar su concentración. Por lo tanto,
son sustancias gaseosas o que están
en disolución, tanto para equilibrios
homogéneos como para heterogéneos.
Las demás están incluidas en la cons-
tante.
131
5. Equilibrio químico
5.1 Introducción
Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso Kd y Ki es constante, se puede
escribir que:
Reacciones elementales son aquellas
que se producen en una sola etapa
y en ellas sí coincide el coeficiente
estequiométrico de cada reactivo con
su orden de reacción.
Kd
= Kc y por tanto:
Ki
Kc =
[C] c $ [D] d
[A] a $ [B] b
Esta constante, Kc, es la que se denomina «constante de equilibrio».
Ley de Acción de Masas, LAM: «En un proceso elemental, el producto de las
concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos
coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los
reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos,
es una constante para cada temperatura, llamada constante de equilibrio».
Aunque los valores que se emplean
para Kc están numéricamente relacio-
nados con las concentraciones mola-
res, Kc se considera adimensional, es
decir, no tiene unidades.
La magnitud Kc mide el grado en que se produce
...