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REPUBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA UNIVERSIDAD EXPERIMENTAL SUR DEL LAGO “Jesús María Semprúm” PROGRAMA DE INGENIERÌA EN ALIMENTOS. UNIDAD CURRICULAR: QUIMICA INORGANICA. UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO. Prof. David Mejias 2009

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REPUBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELAUNIVERSIDAD EXPERIMENTAL SUR DEL LAGO “Jesús María

Semprúm”PROGRAMA DE INGENIERÌA EN ALIMENTOS.

UNIDAD CURRICULAR: QUIMICA INORGANICA.

UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.

Prof. David Mejias

2009

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.

• Se llaman reacciones irreversibles las que finalizan cuando se agota alguna de las

sustancias reaccionantes y se dice que la reacción ha transcurrido en una sola

dirección, es decir, desde los reactivos hacia los productos.

• Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección. La mayoría son

reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción

procede hacia la formación de productos.

• Tan pronto como se forman algunas moléculas de producto comienza el proceso

inverso: estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. El equilibrio

químico se alcanza cuando las velocidades de reacción directa e inversa se igualan

y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.

• Cabe señalar que en el equilibrio químico participan distintas sustancias como

reactivos y productos. El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se

denomina equilibrio físico porque los cambios que suceden son procesos físicos.

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• Aunque el estudio del equilibrio físico da información útil, como la presión

de vapor de equilibrio, es de gran importancia estudiar los procesos

químicos en equilibrio; por ejemplo la reacción reversible entre el dióxido de

nitrógeno (NO2) y el tetróxido de dinitrógeno (N2O4). El avance de esta

reacción, puede seguirse con facilidad ya que el N2O4 es un gas incoloro,

mientras que el NO2 tiene un color café oscuro que muchas veces es

visible en el aire contaminado.

N2O4(g) 2NO2(g)Incoloro Color Café

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• Suponga que se inyecta N2O4 en un matráz vacío. El color café que

aparece de inmediato indica que se han formado moléculas de NO2. El

color se torna más intenso a medida que se disocia más N2O4, hasta que

se logra el equilibrio. Más allá de este punto no hay cambios evidentes de

color, porque las concentraciones de N2O4 y de NO2 permanecen

constantes.

• También es posible alcanzar el estado de equilibrio partiendo de NO2 puro.

Cuando algunas moléculas de NO2 se combinan para formar N2O4 el color

se desvanece. Otra forma de crear un equilibrio es comenzar con una

mezcla de N2O4 y de NO2 y seguir el curso de la reacción hasta que el color

ya no cambie. La figura 1 , muestra como se forma un gas a partir del otro,

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.EQUILIBRIO HOMOGENEO

• El término equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que

todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase. La

disociación del N2O4 es un ejemplo de equilibrio homogéneo en fase

gaseosa. El equilibrio puede expresarse matemáticamente de la siguiente

forma:

Kc = [NO2]2/[ N2O4]

N2O4(g) 2NO2(g)Incoloro Color Café

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• Observe que el subíndice en Kc indica que las concentraciones de las

especies reactivas se expresan en molaridad (moles por litro). Las

concentraciones de reactivos y productos en las reacciones de gases

también se pueden expresar en términos de sus presiones parciales:

Kp = P2NO2/ PN2O4 y dado que: P = (n/V).R.T

Kp = Kc(R.T)∆n

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• Una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en

distintas fases conduce a un equilibrio heterogéneo . Por ejemplo, cuando

el carbonato de calcio se calienta en un recipiente cerrado, se establece el

siguiente equilibrio:

CaCO3(s) CaO (s) + CO2(g)

Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintas. La constante deequilibrio se puede expresar como:

K′c = [CaO][CO2]/[CaCO3]

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La prima en la constante K′c sirve para distinguirla de la forma final de la constante

de equilibrio que se obtiene más adelante). Sin embargo, la “concentración” de

un sólido, al igual que su densidad, es una propiedad intensiva y no depende de

la cantidad de sustancia presente. Por ejemplo, la “concentración molar” del

cobre (densidad = 8,96 g/cc) a 20 °C es la misma pa ra 1 gramo o 1 tonelada del

metal.

[Cu] = (8,96 g/cc).(1 mol/63,55 g) = 0,141 mol/cc = 141 mol/litro

Por esta razón los términos [CaO] y [CaCO3] son en sí mismos constantes y se

pueden combinar con la constante de equilibrio. En esta forma, la ecuación se

simplifica a:

([CaCO3]/[CaO]). K′c = Kc = [CO2]

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• Donde Kc, es la nueva constante de equilibrio, la cual, queda expresada en

términos de una sola concentración, la de CO2. Observe que el valor de Kc

no depende de la cantidad de CaCO3 y CaO presentes, siempre que algo

de éstos se encuentren en el equilibrio, Figura 2. La presión de equilibrio

de CO2 es la misma en a) y b) a la misma temperatura,

independientemente de las cantidades diferentes de CaCO3 y CaO

presentes.

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• En forma alternativa, la constante de equilibrio también se expresa como:

Kp = PCO2.

• En este caso, la magnitud de la constante de equilibrio es igual a la

presión del gas CO2 una magnitud fácil de medir.

• Lo que se mencionó a cerca de los sólidos se aplica también para

los líquidos, es decir, si un líquido es un reactivo o un producto, su

concentración se considera como constante y no se incluye en la

expresión de la constante de equilibrio K.

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.CONSTANTE DE EQUILIBRIO.

• El concepto de constantes de equilibrio es fundamental en química. Como

se verá en breve, las constantes de equilibrio son la clave para resolver

muchos tipos de problemas de estequiometría de sistemas en equilibrio.

• Por ejemplo, un químico industrial que desea obtener el máximo

rendimiento de ácido sulfúrico, debe tener un conocimiento claro de las

constantes de equilibrio de todas las etapas del proceso, desde la

oxidación del azufre hasta la formación del producto final.

• Un médico especialista en casos clínicos de alteraciones en el balance

ácido-base necesita conocer las constantes de equilibrio de ácidos y bases

débiles.

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• Para emplear las constantes de equilibrio, es necesario expresarlas en

términos de concentraciones de reactivos y de productos.

• La única guía con que se cuenta es la ley de acción de masas . Esta ley

propuesta por los químicos noruegos Cato Guldberg y Meter Waage,

establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una

temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de

reactivos y productos tienen un valor constante K.

• Esta ley conduce a la fórmula general para encontrar las concentraciones

de equilibrio.

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.CONSTANTE DE EQUILIBRIO.

• Sin embargo, como las concentraciones de reactivos y de productos se

pueden expresar en distintas unidades, y dado que las especies que

reaccionan no siempre están en la misma fase, es probable que haya más

de un modo de expresar la constante de equilibrio para la misma reacción.

Para comenzar, se analizarán reacciones en las que los reactivos y

productos están en la misma fase.

K = [C]c.[D]d/[A]a.[B]b

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.CONSTANTE DE EQUILIBRIO.

• Ejemplo 1.

• Escriba las expresiones para Kc y Kp, según sea el caso, para las

siguientes reacciones reversibles en equilibrio:

• a.- HF(ac) + H2O(l) ------- H3O+(ac) + F-

(ac)

• b.- 2NO(g) + O2(g) -------- 2NO2(g)

• c.- CH3COOH(ac) + C2H5OH(ac) -------- CH3COOC2H5(ac) + H2O(l)

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.CONSTANTE DE EQUILIBRIO.

• Solución:

• a.- Como en esta reacción no hay gases presentes, Kp no se aplica y

solo se tiene a K’c.

K’c = [H3O+].[F-]/[HF].[H2O]

El HF es un ácido débil, de modo que la cantidad de agua que se

consume en la ionización del ácido es despreciable comparada con la

cantidad de agua presente como disolvente. Por tanto, la expresión de

la constante de equilibrio se reduce a:

Kc = [H3O+].[F-]/[HF]

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.CONSTANTE DE EQUILIBRIO.

• Solución:

• b.- Kc = [NO2]2/[NO]2.[O2] Ó Kp = P2NO2 /P2 NO.PO2

• c.- La constante de equilibrio K′c está dada por:

K′c=[CH3COOC2H5][H2O]/[H3COOH].[C2H5OH]

Como el agua formada en la reacción es despreciable comparada con el agua

presente como disolvente, su concentración no cambia, y la nueva constante

de equilibrio se expresa como:

• Kc=[CH3COOC2H5]/[CH3COOH].[C2H5OH]

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.RESUMEN DE LAS REGLAS PARA ESCRIBIR LAS EXPRESIONES DE

LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO.

• Las concentraciones de las especies reactivas en fase condesada se

expresan en mol/litro; en la fase gaseosa, las concentraciones se pueden

expresar en mol/litro o en atm. Kc se relaciona con Kp por medio de una

ecuación simple:

Kp = Kc(R.T)∆n.

Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros (en equilibrios

heterogéneos) y los disolventes (en equilibrios homogéneos) no aparecen

en las expresiones de la constante de equilibrio.

La constante de equilibrio (Kc o Kp) es una cantidad adimensional en

muchos casos.

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.RESUMEN DE LAS REGLAS PARA ESCRIBIR LAS EXPRESIONES DE

LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO.

• Al señalar un valor para la constante de equilibrio, es necesario

especificar la ecuación balanceada y la temperatura.

• Si una reacción representa la suma de dos o más reacciones, la

constante de equilibrio para la reacción global está dada por el

producto de las constantes de equilibrio de las reacciones

individuales.

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.RELACIÓN ENTRE CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO.

• La magnitud de K = [C]c[D]d/[A]a[B]b, es constante a una

temperatura dada y no depende de las variaciones de cada una de

las concentraciones de equilibrio. Este hecho se entiende si se

examina la cinética de las reacciones químicas y, al mismo

tiempo, se tiene una idea más clara de los procesos de equilibrio.

• Suponga que la siguiente reacción reversible se lleva a cabo por

un mecanismo que consta de un solo paso elemental tanto en la

dirección directa como en la inversa:

k1A + 2B AB2

k2

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.RELACIÓN ENTRE CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO.

• La velocidad directa está dada por V1:

Velocidad1 = k1.[A].[B]2

• y la velocidad de la reacción inversa está dada por V2:

Velocidad2 = k2.[AB2]

• Donde K1 y K2 son las constantes de velocidad para las

reacciones en sentido directo e inverso. En el equilibrio, cuando ya

no se producen cambios netos, las dos velocidades son iguales.

Velocidad1 = Velocidad2

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.RELACIÓN ENTRE CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO.

• k1[A].[B]2 = k2[AB2]

k1/ k2 = [AB2]/ [A].[B]2 = Kc

• Donde a que K1 y K2 son constantes a una temperatura dada, su

cociente también es una constante, y es igual a la constante de

equilibrio Kc.

Kc = [AB2]/ [A].[B]2

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.RELACIÓN ENTRE CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO.

• Como se ha podido ver la constante de equilibrio está relacionada con la

velocidad de la reacción, pero hasta ahora no hemos definido formalmente el

concepto de velocidad de reacción. Para ello basta decir, que se entiende por

velocidad de una reacción química la cantidad de materia que se consume o

se produce por unidad de tiempo y describe qué tan rápido cambian con el

tiempo las concentraciones de los reaccionantes o los productos.

Generalmente se expresa en las unidades mol/litro-seg.

• La velocidad específica de reacción se define como la cantidad de materia

que se transforma por segundo por unidad de volumen del sistema.

• Existen cuatro factores que influye en la velocidad de una reacción: (1)

naturaleza de los reaccionantes, (2) concentración de los reaccionantes, (3)

temperatura y (4) catálisis.

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.EFECTOS DE LA CONCENTRACIÓN Y LEYES DE LA VELOCIDAD.

• Diferentes reacciones químicas proceden a velocidades diferentes;

algunas son tan rápidas que parecen instantáneas como la

neutralización de un ácido por una base, mientras que otras son tan

lentas que no aparece signo de reacción en varios meses y aún en

años.

• La ley de velocidad para una reacción tal como:

aA + bB + cC ------------ dD + eE

Velocidad = k[A]x.[B]y.[C]z

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.EFECTOS DE LA CONCENTRACIÓN Y LEYES DE LA VELOCIDAD.

• Donde k es una constante llamada constante de velocidad específica

y los términos dentro de los corchetes, [A], [B] y [C] representan las

concentraciones molares (moles/litro) de los reaccionantes. Los

exponentes x, y, z representan el orden de la reacción con respecto

de A, B y C respectivamente.

• El orden total de la reacción es (x + y + z). El valor numérico de los

exponentes x, y, z debe determinarse experimentalmente y no puede

deducirse teóricamente; además, no hay relación entre estos

exponentes y los coeficientes de A, B y C en la ecuación balanceada

(es decir, a, b y c).

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.EFECTOS DE LA CONCENTRACIÓN Y LEYES DE LA VELOCIDAD.

• Si el exponente es x = 1, la reacción es de primer orden con respecto a

A.

• Si el exponente es x = 2, la reacción es de segundo orden con respecto a

A, etc.

• Es posible que x = 0, lo cual significa que la velocidad de la reacción es

independiente de la concentración del compuesto A (orden cero en A).

Las unidades de k dependen de las unidades para las concentraciones y

de las unidades de tiempo.

• Como la velocidad de una reacción se puede estudiar

experimentalmente midiendo los cambios de concentración que ocurren

en un intervalo dado de tiempo, la ecuación de velocidad para la

reacción puede expresarse también en función de los símbolos:

-d[A]/dt, -d[B]/dt, +d[C]/dt, +d[D]/dt

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.EFECTOS DE LA CONCENTRACIÓN Y LEYES DE LA VELOCIDAD.

• Donde -d[A]/dt y -d[B]/dt denotan, respectivamente, la disminución de

concentración de A y B por unidad de tiempo; +d[C]/dt y +d[D]/dt

denotan el aumento de la concentración de C y D por unidad de tiempo.

• Para un reaccionante determinado, A o B, la ecuación de velocidad se

puede escribir también:

• Velocidad de transformación = - ∆[reaccionante]/∆t

• y para un producto (D o E):

• Velocidad de formación = ∆[producto]/∆tDonde ∆[ ] es el cambio de concentración que ocurre en un intervalo de

tiempo ∆t.

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE

REACCIÓN. ECUACIÓN DE ARRHENIUS.

• Casi todas las reacciones químicas suceden a mayor velocidad

cuando se aumenta la temperatura. Para hacer un cálculo cuantitativo

del efecto de la temperatura sobre la velocidad de la reacción, es

necesario examinar los cambios que ocurren en la energía potencial

cuando dos moléculas chocan y reaccionan. En la figura 3 , se

muestra un diagrama de energía potencial para el proceso A + B --

-- C + D.

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE

REACCIÓN. ECUACIÓN DE ARRHENIUS.

• Este diagrama es un gráfico de la energía potencial poseída por las

moléculas como una función de las coordenadas de reacción. A la

izquierda del diagrama los reaccionantes A y B estan muy lejos entre si;

cuando se acercan se debe vencer la repulsión mutua entre sus nubes

electrónicas convirtiendo la energía cinética en energía potencial, de tal

suerte que, la energía potencial del sistema, aumenta a un máximo en el

complejo activado compuesto de A y B de vida muy corta, [A. . .B], donde

el símbolo ≠ se utiliza para designar el estado activado.

• Este complejo se puede descomponer para formar moléculas de C + D o

para formar nuevamente las moléculas de A + B. En el diagrama el nivel

de energía (entalpía) de C + D está por debajo del nivel de A + B, de

suerte que la reacción es exotérmica.

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN.

ECUACIÓN DE ARRHENIUS.

• La diferencia de energía entre A + B y el complejo activado representa

una barrera de energía que deben vencer las moléculas reaccionantes

para que se produzca la reacción denominada energía de activación, Ea.

• Como regla general, las reacciones que tienen energía de activación alta

tienden a producirse lentamente, mientras que las reacciones rápidas

generalmente tienen energías de activación bajas.

• Cuando se eleva la temperatura de la mezcla que reacciona, se aumenta

la fracción de las moléculas reaccionantes que poseen esta energía

mínima, de manera que aumenta la velocidad de la reacción. Esto se

expresa cuantitativamente en la ecuación de Arrhenius:

• K1 = A. e(-Ea/R.T1) K2 = A. e(-Ea/R.T2)

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN.

ECUACIÓN DE ARRHENIUS.

• Haciendo logaritmos en base e (logaritmo natural) en ambos lados.

• Ln(K1) = ln(A) -Ea/R.T1 Ln(K2) = ln(A) -Ea/R.T2

• Llevando estas expresiones a logaritmo decimales y restando la primera ecuación de la segunda, se cancela el término común log A, y se obtiene:

• log(K2) – log(K1) = (Ea/2,303.R.T1)-(Ea/2,303.R.T2)• Reordenando,

• log(K2)/(K1) = (Ea/2,303.R).(1/T1 – 1/T2)

• De esta última expresión se puede calcular la energía de activación Ea, si se conocen las constantes K1 y K2 a las temperaturas T1 y T2.

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UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.

• Existe una regla general que ayuda a predecir en qué dirección se

desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio (o

perturbación) de concentración, presión, volumen o temperatura. Esta regla,

o principio de Le Châtelier , establece que si un equilibrio es sometido a un

efecto perturbador, el sistema se ajusta de tal manera que se cancela

parcialmente dicha perturbación alcanzando nuevamente una posición de

equilibrio. El principio de Le Châtelier se utiliza para valorar los efectos de

tales cambios.

• CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓN.• El tiocianato de hierro (III), [Fe(SCN)3], se disuelve fácilmente en

agua y da como resultado una solución de color rojo por la presencia del ión FeSCN+2 hidratado. El equilibrio entre el ion FeSCN+2 no disociado y los iones Fe+3 y SCN- está dado por:

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¿Qué sucede cuando se agrega tiocianato de sodio (NaSCN) a esta disolución? En

este caso, la perturbación aplicada al sistema en equilibrio implica un aumento

en la concentración de SCN- (debido a la disociación de NaSCN). Para

contrarrestar esta perturbación, algunos iones Fe+3 reaccionan con los iones

SCN- añadidos y el equilibrio se desplaza de derecha a izquierda.

FeSCN+2(ac) Fe+3

(ac) + SCN-(ac)

Rojo amarillo pálido incoloro

FeSCN+2(ac) Fe+3

(ac) + SCN-(ac)

Rojo amarillo pálido incoloro

UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.

Page 34: UNIDAD IV. EQUILIBRIO . · PDF fileUNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO. • Aunque el estudio del equilibrio físico da información útil, como la presión de vapor de equilibrio, es de

• Por consiguiente el color rojo de la disolución se vuelve más intenso figura

4. De igual modo, si se agrega nitrato de hierro (III), [Fe(NO3)3], a la

disolución original, el color rojo también se acentúa porque los iones Fe+3

añadidos provenientes del [Fe(NO3)3] desplazarán el equilibrio hacia el lado

izquierdo.

UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.

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• Suponga ahora que se agrega algo de ácido oxálico (H2C2O4) a la disolución

original. El ácido oxálico se ioniza en agua y forma el ion oxalato C2O4-2, el cual

se une fuertemente a los iones Fe+3 libres. Estos iones se consumen a medida

que se forma el ion Fe(C2O4) 3-3 estable de color amarillo. En consecuencia, si

se disocian más unidades de FeSCN+2 y el equilibrio se desplaza hacia la

derecha:

UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.

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• La solución roja se volverá amarilla debido a los iones Fe(C2O4)3

-3 formados.

• Este experimento demuestra que todos los reactivos y productos se encuentran en equilibrio en el sistema de reacción. Además, al aumentar las concentraciones de los productos (Fe+3 o SCN-) el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, y al disminuir la concentración del producto Fe+3 el equilibrio se desplaza hacia la derecha. Estos cambios son los que predice el principio de Le Châtelier.

FeSCN+2(ac) Fe+3

(ac) + SCN-(ac)

Rojo amarillo pálido incoloro

UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.

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• CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN.• Los cambios de presión normalmente no alteran las concentraciones de las

especies reactivas en fase condensada (por ejemplo, en disolución acuosa), ya que los líquidos y los sólidos son prácticamente incompresibles. En cambio, las concentraciones de los gases son muy susceptibles a los cambios de presión. Al examinar de nuevo la ecuación:

PV = n.R.T P = (n/V).R.T• Se nota que P y V se relacionan en forma inversa: a mayor presión menor

volumen, y viceversa. Observe también que el término (n/V) es la concentración

del gas en mol/L, y varía directamente con la presión. Suponga que el sistema en

equilibrio:

N2O4(g) 2NO2(g)

UNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO.PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER.

Page 38: UNIDAD IV. EQUILIBRIO . · PDF fileUNIDAD IV. EQUILIBRIO QUIMICO. • Aunque el estudio del equilibrio físico da información útil, como la presión de vapor de equilibrio, es de

• CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN.

• Está dentro de un cilindro acoplado a un émbolo móvil. ¿Qué pasaría si se

aumenta la presión de los gases empujando el émbolo a temperatura

constante? Como el volumen disminuye la concentración (n/V) de ambos gases

(N2O4 y NO2) aumenta. Dado que la concentración de NO2 está elevada al

cuadrado en la expresión de la constante de equilibrio, Kc = [NO2]2/[N2O4] el

incremento de la presión aumenta el numerador más que el denominador. El

sistema ya no está en equilibrio, así que:

Qc = [NO2]2/[N2O4]

Por consiguiente, Qc > Kc, la reacción neta se desplazará hacia la izquierda hasta que Qc = Kc. Por el contrario una disminución en la presión (aumento de volumen) hará que Qc sea menor que Kc, y la reacción neta se desplazaráhacia la derecha hasta que Qc = Kc.

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• CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN.

• En general, un aumento en la presión (disminución de volumen) favorece la reacción neta que reduce el número total de moles de gases (en este caso, la reacción inversa), y una disminución en la presión (aumento de volumen) favorece la reacción neta que aumenta el número total de moles de gases (en este caso, la reacción directa). Para las reacciones en las que no cambia el número de moles de gases, el cambio de presión (o de volumen) no modifica la posición del equilibrio.

• Ejemplo 1.

• Para cada uno de los siguientes sistemas en equilibrio:

• a.- 2PbS(s) + 3O2(g) ==== PbO(s) + 2SO2(g)

• b.- PCl5(g) ==== PCl3(g) + Cl2(g)

• c.- H2(g) + CO2(g) ===== H2O(g) + Co(g)

• Pronostique la dirección de la reacción neta en cada caso al aumentar la presión del sistema a temperatura constante.

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• CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓN.• a.- Si sólo se consideran las moléculas gaseosas, en la ecuación balanceada

hay 3 moles de reactivos gaseosos y dos moles de productos gaseosos. Por tanto, la reacción neta se desplazará hacia los productos (hacia la derecha) cuando aumenta la presión.

• b.- El número de moles de productos es 2 y el de los reactivos 1; por tanto, la reacción neta se desplazará hacia los reactivos, es decir, hacia la izquierda.

• c.- El número de moles es igual al número de moles de reactivos, de manera que el cambio de presión no tiene efecto sobre el equilibrio.

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• CAMBIOS EN LA TEMPERATURA.• Los cambios de concentración, presión o volumen, pueden alterar la posición

del equilibrio, pero no modifican el valor de la constante de equilibrio químico. Este solo se altera con los cambios en la temperatura.

• La formación de NO2 a partir de N2O4 es un proceso endotérmico:

N2O4(g) NO2(g)

∆H° = 58,0 kj

Y la reacción inversa es exotérmica:

N2O4(g) NO2(g)

∆H° = -58,0 kj

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• CAMBIOS EN LA TEMPERATURA.• En resumen un aumento en la temperatura favorece la reacción endotérmica, y

una disminución de temperatura favorece una reacción exotérmica.

Figura 5. a) Dos bulbos que contienen una mezcla en equilibrio de NO2 y N2O4gaseosos b) cuando un bulbo se sumerge en agua helada (izquierda), se aclara su color, lo cual indica que se formó el gas incoloro N2O4. Cuando el otro bulbo se sumerge en agua caliente su color se oscurece, lo indica un aumento en el gas NO2.

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• EFECTO DE UN CATALIZADOR.

• Se sabe que un catalizador aumenta la velocidad de una reacción al reducir la

energía de activación de la reacción. Sin embargo, un catalizador disminuye la

energía de activación de la reacción directa y la reacción inversa en la misma

magnitud.

• Se puede concluir que la presencia de un catalizador no modifica la constante

de equilibrio, y tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio.

• Si un catalizador se añade a una mezcla que no está en equilibrio, sólo

provocará que la mezcla alcance más rápido el equilibrio. La misma mezcla se

obtendrá sin el catalizador, pero en mayor tiempo.

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