Equilibrios Químicos en el Bachillerato: Constantes y Perturbaciones, Apuntes de Química

¡Descarga Equilibrios Químicos en el Bachillerato: Constantes y Perturbaciones y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity! Química 2º Bachillerato Tema 5: Equilibrios 1 TEMA 5: EQUILIBRIO QUÍMICO 1. Equilibrio químico. 2. Ley del equilibrio y constantes de equilibrio. 3. Equilibrios heterogéneos. 4. Perturbaciones externas del equilibrio: Principio de Le Chatelier. 1. EQUILIBRIO QUÍMICO Hasta ahora hemos estudiado las reacciones como si fueran totalmente desplazadas hacia la derecha, considerando que uno de los reactivos se agota al final (reactivo limitante); sin embargo, en la realidad, muy pocas reacciones se comportan de esta manera. Lo más habitual es que el proceso directo no llegue a completarse, porque el proceso inverso, conforme se vaya formando más cantidad de productos va adquiriendo más relevancia, reaccionando entre sí para volver a dar los reactivos. Inicialmente la velocidad del proceso directo es máxima, pero a medida que la concentración de reactivos va disminuyendo, también lo hace su velocidad, sin embargo, la velocidad del proceso inverso (inicialmente nula si no hay productos), va creciendo conforme la concentración de productos va aumentando. Llega un momento en el que las velocidades del proceso directo y la del proceso inverso se igualan, es decir, con la misma velocidad que los reactivos desaparecen para formar productos, los productos reaccionan entre ellos para volver a dar los reactivos, y entonces, aunque la reacción se sigue produciendo, no se observan cambios globales. Al final se obtiene una mezcla de reactivos y productos en unas concentraciones molares constantes. Decimos entonces que la reacción ha alcanzado el equilibrio químico (∆G = 0). El modelo de las colisiones para explicar una reacción química nos dice que ésta se produce a causa de los choques entre las moléculas de los reactivos. Ahora bien, al aumentar la concentración de los productos, aumenta la posibilidad de que sus moléculas choquen también y se rompan para originar de nuevo moléculas de los reactivos. Veamos un ejemplo: I2 (g) + H2 (g) 2HI (g) La velocidad de la reacción directa disminuye y la velocidad de la reacción inversa aumenta hasta que se igualan. vd = vi Si representamos gráficamente la Comentario [A1]: Lo que está con fondo rojo, no está en la versión de valencià. Química 2º Bachillerato Tema 5: Equilibrios 2 concentración (en moles/litro) en función del tiempo, podríamos obtener la siguiente gráfica: En todos los casos vemos que las concentraciones de reactivos y productos tienden a estabilizarse y a permanecer constantes a partir de un cierto momento. Diremos que se ha alcanzado el equilibrio. La situación de EQUILIBRIO no supone que la reacción esté paralizada, lo que ocurre en realidad es que se está verificando con la misma velocidad en los dos sentidos (EQUILIBRIO DINÁMICO). 2. LEY DE EQUILIBRIO. Constantes de Equilibrio El estado de equilibrio se caracteriza por la constancia de las concentraciones de todas las especies, por tanto es importante observar si existe alguna relación general entre ellas. Las velocidades de reacción (directa o inversa) son proporcionales a las concentraciones de las especies que participan. Para una reacción elemental: a A + b B  c C + d D (Equilibrio Homogéneo) Si las reacciones son elementales: vd = Kd Aa · Bb vi = Ki Cc · Dd En el equilibrio vd = vi  Kd Aa · Bb = Ki Cc · Dd        ba dc i d C BA DC K K K  Esta última ecuación es la llamada ley de equilibrio (o Ley de Acción de Masas), donde KC recibe el nombre de constante de equilibrio (depende únicamente de la temperatura). En las reacciones entre gases es muy útil expresar la constante de equilibrio en función de la presión parcial de cada gas (por la facilidad de medir estas presiones). Esta constante se expresa como KP : K P P P PP C c D d A a B b Se puede demostrar que la relación entre KC y KP en el caso de una reacción entre gases: Kp = Kc (RT) n Variación de la concentración con el tiempo (H2 + I2 2 HI) Equilibrio químico C on ce nt ra ci on es (m ol /l) Tiempo (s) [HI] [I2] [H2] Química 2º Bachillerato Tema 5: Equilibrios 5  Cuando le damos la vuelta a una reacción, el valor de la constante será la inversa (1/K) 3. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS Son aquellos equilibrios en los que el estado de agregación de las sustancias que intervienen en el no es el mismo para todas ellas. Cuando el equilibrio es heterogéneo y tenemos sustancias gaseosas junto con otras sólidas o líquidas, en la expresión de la constante de equilibrio KC o KP no aparecerán las concentraciones de estas últimas (sólidas o líquidas) ya que al ser su concentración constante (su densidad), su valor ya está incluido en la constante de equilibrio. Ejemplo: CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) KC = CO2 KP = PCO2 Nota: Los coeficientes de las especies sólidas tampoco cuentan a la hora de calcular n. En la reacción anterior n = 1 4. PERTURBACIONES EXTERNAS DEL EQUILIBRIO: PRINCIPIO DE LE CHATELIER Hasta aquí hemos comprobado que todo sistema químico evoluciona espontáneamente hacia a una situación de equilibrio dinámico que depende de la composición del sistema. En muchos casos, en general por razones económicas o higiénicas (como por ejemplo, una mayor producción de sustancia fabricada, la eliminación de un contaminante, agotamiento de un reactivo) interesa influir sobre el estado de equilibrio, produciendo una perturbación externa y, por tanto, el sistema químico se encontrará de nuevo en condiciones alejadas del equilibrio, por lo que volverá a evolucionar en un sentido que podremos predeterminar. Nuestro propósito consistirá en predecir cual será el sentido de evolución de un sistema en equilibrio que se manipula. La ley de Le Chatelier es la generalización de los desplazamientos de los equilibrios químicos frente a causas externas que los modifican. “Si un sistema en equilibrio se somete a una perturbación exterior, el equilibrio se desplaza (reaccionando químicamente) en el sentido en que se contrarresta la acción exterior”. Es importante destacar que en el desplazamiento del equilibrio se llega a un nuevo estado de equilibrio, con la misma constante, a no ser que varíe la temperatura. Química 2º Bachillerato Tema 5: Equilibrios 6 Los factores que pueden afectar al equilibrio son la temperatura, la presión (volumen) y la concentración de las substancias que intervienen en la reacción a A + b B  c C + d D (Equilibrio Homogéneo) a) Variación de las concentraciones:  Si aumentamos las concentraciones de algún reactivo (lo introducimos en el reactor), el denominador aumentará, pero para que el valor de K permanezca constante, tendrá que aumentar el numerador, lo cual supone que el equilibrio se desplace hacia productos.  Si aumentamos las concentraciones de algún producto, el numerador aumentará y para que K = constante tendrá que aumentar el denominador desplazándose el equilibrio hacia los reactivos. Lo contrario ocurrirá cuando disminuyamos las concentraciones (sacamos del reactor) de reactivos o productos. b) Variación de la presión o del volumen a temperatura constante Sólo afecta a aquellas reacciones en las que intervienen gases. Serán dos factores que analizaremos simultáneamente, pues un aumento de la presión implica una disminución del volumen y al revés. Cuando queramos determinar el efecto que producirá en el equilibrio una variación de estas magnitudes conviene proceder del siguiente modo:        b d a c ba dc ba dc C V V V V nn nn V n V n V n V n K /1 /1 /1 /1 ·· · ·                     Una vez alcanzado este punto, analizaremos para cada caso en concreto según su estequiometría . Veamos un ejemplo:      2 2 2 2 OCO CO KC       VV V nOCOn COn V nO V nCO V nCO KC /1/1 /1 · · 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2                 V nOCOn COn · · 2 2 2 2         ba dc C BA DC K  Química 2º Bachillerato Tema 5: Equilibrios 7 Si el volumen aumenta (o disminuye la presión) , para mantener constante el valor de Kc, el núm. de moles de CO2 debe disminuir y el núm. de moles de CO y O2 aumentar. Por lo que el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (reactivos). El argumento igualmente se puede hacer haciendo intervenir Qc, que recordemos que es la misma expresión que la Kc, pero en una situación de no equilibrio, que es justo el momento en el que introducimos una modificación. V nOCOn COn Qc · · 2 2 2 2  Si aumenta V aumenta Qc aumenta pues V está en el numerador; para que Qc = Kc, el numerador debe disminuir, y para ello debe disminuir el número de moles de CO2 a costa de aumentar los moles de CO y O2. Si el volumen disminuye (o aumenta la presión), para mantener constante el valor de Kc, el núm. de moles de CO2 debe aumentar y el núm. de moles de CO y O2 disminuir. Por lo que el equilibrio se desplaza hacia la derecha (productos). Del mismo modo si hacemos intervenir a Qc, si disminuye el volumen Qc también lo hace pues V está en el numerador. Para que Qc = Kc, debe aumentar el numerador (moles de CO2), a costa de reducir el denominador (moles de CO y O2) Alternativa No obstante se pueden llegar a las mismas conclusiones razonando de la siguiente manera: Al aumentar la presión el equilibrio se desplaza en el sentido adecuado para reducir esa presión. Como la presión es proporcional al número de moléculas, el aumento de presión modificará el equilibrio en el sentido de disminuir el número total de moles, lo que contrarresta ese aumento de presión. Si la presión disminuye ocurrirá todo lo contrario. Vamos a verlo con algunos ejemplos: Si aumenta la presión el equilibrio se desplaza hacia el miembro con menor núm. de moléculas (o de moles), es decir hacia la derecha y si disminuye hacia la izquierda. Veamos otro ejemplo:                b d a c ba dc C V V V V nn nn ONH NOOH K /1 /1 /1 /1 ·· · · 5 2 4 3 46 2         5 4 4 6 5 23 4 4 2 6 5 2 4 3 46 2 /1 /1 /1 /1 · · V V V V nONHn NOnOHn V nO V nNH V nNO V OnH KC                    = VnONHn NOnOHn 1 · · 5 23 4 4 2 6  