Equilibrio Quimico

EQUILIBRIO QUÍMICO

Profesor: Fernando Urbicain

Introducción: Algunos conceptos sobre Cinética química

Para comprender mejor qué es el equilibrio químico es conveniente ver primero los conceptos básicos de cinética química, es decir, el estudio de la velocidad de las reacciones químicas.

Cuando dos o más sustancias en solución o en fase gaseosa reaccionan entre sí para formar uno o más productos, sus concentraciones varían al transcurrir el tiempo: las concentraciones de los reactivos disminuyen y las de los productos aumentan.

Consideremos una reacción en la cual las sustancias A y B reaccionan dando la sustancia C:

A + B  C (1)

A medida de que se produce la reacción, las concentraciones de A y B disminuyen y la concentración de C aumenta.

La velocidad de una reacción se define como el cociente entre la variación de concentración de un reactivo o producto (C) y el intervalo de tiempo (t) en el cual se produjo dicha variación de concentración.

Simbólicamente:

V = C

t

Para la ecuación vista antes (ecuación 1) tendremos:

V = CA = CB = CC

t t t

Lo más frecuente es medir las concentraciones en moles/dm3 de SN (molaridad) y el tiempo en segundos (s); por lo tanto la velocidad queda expresada en

moles/dm3 moles

=

s dm3 . s

Por ejemplo, si la velocidad fuera V = 3 moles de A significa que por cada

segundo desaparecen

dm3 . s 3 moles de la sustancia

A por cada dm3 de SN

Puede derivarse una expresión muy útil para la velocidad de una reacción a partir de la denominada Ley de acción de las masas, la cual establece que la velocidad de una reacción es directamente proporcional al producto de la concentraciones molares de los reactivos, elevadas a una potencia que es igual al número de moles que aparecen en la ecuación balanceada.

Así para la reacción aA + bB  cC + dD (a=Nro de moles de la sustancia A,

b=Nro de moles de la sustancia B,

etc)

tendremos que

V = k .  A  a .  B  b (2) (el corchete se utiliza para representar

concentraciones molares)

k es una constante de proporcionalidad llamada constante específica de velocidad.

Es importante recalcar que la expresión (2) es válida sólo para sustancias en solución o en fase gaseosa. Esto se debe a que si una sustancia está en estado sólido o como líquido puro, entonces su concentración no variará, o sea que se mantendrá constante a través del tiempo.

Por ejemplo, para la reacción 2H2(g) + O2(g)  2H2O(v)

Tendremos que V = k .  H2  2 .  O2 

Equilibrio químico

Si en un recipiente cerrado introducimos 1 mol de H2 gaseoso (incoloro) y 1 mol de I2 gaseoso (violeta) y calentamos el recipiente a una temperatura de 445o C, observaremos que a medida de que pasa el tiempo el intenso color violeta del contenido del recipiente va disminuyendo. Esto se debe a que se va formando ioduro de hidrógeno gaseoso que es incoloro: HI(g).

La reacción que se ha producido es la siguiente:

I2(g) + H2(g)  2 HI(g)

violeta incoloro incoloro

Sin embargo, si esperamos un cierto tiempo más, veremos que vuelve a aparecer el color violeta (aunque no con la misma intensidad que la que tenía inicialmente). Esto se debe a que se ha producido la reacción inversa a la anterior, o sea:

2 HI(g)  I2(g) + H2(g)

incoloro violeta incoloro

Llega un momento en que la coloración violeta se estabiliza, es decir que se observa una intensidad de color constante en el tiempo.

Lo que ocurre es que las dos reacciones vistas se producen simultáneamente. Estamos en presencia de una reacción reversible (reacción que se produce simultáneamente en ambos sentidos), que se representa de la siguiente manera:

I2(g) + H2(g) 2 HI(g)

Si llamamos Vd a la velocidad de la reacción directa y Vi a la velocidad de la reacción inversa, y teniendo en cuenta la ley de acción de masas, podemos escribir:

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