Equilibrio Químico

INTRODUCCION

Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivos, por otro lado también van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre si y dar lugar nuevamente a reactivos y lo hacen a una velocidad mayor porque cada vez hay mas. El proceso continua hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente reactivos; 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 como equilibro químico.

El equilibro químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan los cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre si las sustancias presentes.

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. Se puede comprobar analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que las concentraciones de todos permanece constante.

Una reacción en equilibrio es un proceso dinámico en donde 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.

“ESPECIES INVOLUCRADAS CON EL EQUILIBRIO”

La constante de equilibrio en función de la presión

Existen otras formas para expresar la constante de equilibrio. Hasta ahora, hemos utilizado la expresión de Kc para relacionar las concentraciones de las sustancias que participan en el equilibrio.

También se puede expresar, en aquellas reacciones cuyos componentes son gaseosos, en función de la presión parcial de las sustancias gaseosas que intervienen en el equilibrio. A esta nueva constante la llamaremos Kp. Si en la reacción:

Las especies intervinientes son gases, obtenemos:

Si se trata de equilibrios en los que además hay especies en otros estados físicos —sistemas heterogéneos—, en la Kp sólo intervienen las especies en estado gaseoso.

Representación de un sistema en equilibrio cuando predominan los reactivos (a) o los productos (b).

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.

Ejemplo:

Consideremos la reacción de obtención del trióxido de azufre a partir de azufre y oxígeno a 1 000 °C según:

2 SO2(g)+O2 2 SO3(g)

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

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.

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

...