AUXILIAR 10:
“Equilibrio Químico”
•
Profesor Cátedra: Octavio Vásquez
ovasquez@dqb.uchile.cl
•
Profesor Auxiliar: Fabián Mansilla
- Equilibrio Químico
- Definiciones
- Expresión de la constante de Equilibrio
- Coeficiente de Reacción
- Tipos de Equilibrio
- Principio de Le Châtelier
- Balances de Masa y su Variación a lo largo de la
reacción
- Ejercicios
Equilibrio Químico
Se habla de equilibrio químico cuando no se observa cambio en una reacción a medida que avanza el tiempo. Para la reacción general:
La constante de equilibrio está dada por las siguientes relaciones:
dD
cC
bB
→
+
+
Constante de Equilibrio para Líquidos:
La constante de equilibrio está dada por las siguientes relaciones: Para líquidos:
Donde [I] : concentración de la especie I.
Nota: en general son las actividades de las especies las que se consideran, pero
en este curso consideramos que los coeficientes de actividad valen 1 y por ende la actividad es igual a la concentración.
[ ] [ ]
[ ] [ ]
a
b
equilibrio
d
c
C
B
A
D
C
Para los gases ideales se tiene que:
Constante de Equilibrio para Gases:
equilibrio b B a A d D c C P
P
P
P
P
K
=
( ) ( )
( ) ( )
[ ]
( )
(
)
C n b a d c b B A a A d D c C b a d c RT n V P b B a A d D c CP
RT
K
V
n
V
n
V
n
V
n
RT
RT
RT
RT
P
P
P
P
K
a i i*
*
∆ − − + ==
=
=
↑Donde PI : presión parcial de la especie I.
Donde ∆∆∆∆n representa la suma de los coeficientes estequiométricos de
Caso 1: Si K >> 1 para una determinada temperatura en la mezcla de
equilibrio, entonces hay poco reactante con respecto a producto.
Caso 2: Si K << 1 para una determinada temperatura en la mezcla, entonces
sucede lo contrario al caso 1.
Caso 3: Si K no es considerablemente más grande ni más chico que 1,
entonces las cantidades de producto y reactante en el equilibrio son del mismo orden de magnitud.
Coeficiente de Reacción (Q):
Para saber si una reacción ha alcanzado la condición de equilibrio, se debe comparar el valor de la constante de equilibrio con el del “coeficiente de reacción”, Q.
Este Q es, simplemente la expresión de
[ ] [ ]
[ ] [ ]
a b condición cualquiera dc C
B
A
D
C
Q
=
Según sea la relación entre Q y K, se distinguen 2 casos:
Q > K : la reacción no ha alcanzado el equilibrio y evolucionará, tendiendo a
formar “reactantes”, hasta que se logra Q = K y se alcanza el equilibrio.
Q < K : la reacción no ha alcanzado el equilibrio y evolucionará, tendiendo a
Tipos de Equilibrio:
Equilibrio Homogéneo: Se obtiene cuando todas las especies están en la misma fase. Por ejemplo:
CO(g) + H2O(g) ↔ H2(g) + CO2(g)
Equilibrio Heterogéneo: Se habla de equilibrio heterogéneo cuando los reactantes y productos se encuentran en fases diferentes. Por ejemplo:
CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g)
En este caso se considera que las concentraciones de líquidos y sólidos puros son constantes, independientemente de la cantidad de dicha especie que haya a una temperatura dada en la mezcla. Esto se cumple siempre que exista el compuesto en el equilibrio.
Equilibrios Múltiples: Este tipo de equilibrio se da cuando existen varias reacciones o subreacciones. Por ejemplo:
Entonces: para la primera reacción
para la segunda reacción.
Luego KC de la reacción total está dado por KC = KC’ * KC’’
) .
(RXN TOTAL
fF
eE
bB
aA
fF
eE
dD
cC
dD
cC
bB
aA
+
↔
+
+
↔
+
+
↔
+
( ) ( )
( ) ( )
a bd c C B A D C K' =
( ) ( )
( ) ( )
c dPrincipio de Le Châtelier
Concentración: Si disminuimos la concentración de un sistema en equilibrio
químico, éste se desplazará hacia el lado de la ecuación que ha sido afectado, en cambio, si se aumenta la concentración, el equilibrio se desplazará hacia el lado contrario de la adición.
Temperatura:
• Reacción Endotérmica: En este caso se puede apreciar que si aumentamos la temperatura, habrá un desplazamiento del equilibrio hacia los reactivos, y será hacia los productos si se disminuye.
• Reacción Exotérmica: En este otro caso, se aprecia que al disminuir la
temperatura afecta visiblemente a los reactivos produciéndose un desplazamiento del equilibrio hacia estos. En cambio si aumentamos la temperatura se verá que el
equilibrio se irá hacia los productos.
Presión: El aumento de la presión de todo el sistema hace que el equilibrio se
desplace hacia el lado de la ecuación química que produce menos cantidad de moles gaseosos. En el proceso contrario, al disminuir la presión el equilibrio se desplaza hacia el lado que produce la mayor cantidad de moles gaseosos. Lógicamente, en el caso de que las cantidades de moles gaseosos sean iguales para cada lado de la ecuación, no se producirán cambios, es decir que el equilibro no se desplazará.
El Balance de Masa y su cambio en el
transcurso de una reacción:
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
A
( )
x
[ ]
B
( )
x
[ ]
C
( )
x
[ ]
D
( )
x
t
D
C
B
A
t
dD
cC
bB
aA
a d a c a b aa
−
+
+
−
∞
→
=
+
→
+
← 0 0 0 0 0 0 0 00
En rigor, el balance de masa debiera hacerse con medidas de masa, sin embargo, también puede especificarse a través del nº de moles de cada especie o, con las concentraciones o presiones.
La masa se conserva en toda reacción química. En el transcurso de ella entonces, sólo cambia de especies reactantes a productos, por lo que después de un tiempo suficientemente prolongado (t→∞), habrá una cantidad de masa "x" que habrá
