2. ASPECTOS FUNDAMENTALES
Equilibrio: Es un estado dinámico, en el que no ocurren cambios a medida que
transcurre el tiempo.
Reacción química: es una manera abreviada de expresar un cambio químico, en
el cual existen sustancias que se combinan, las cuales se conocen como reactivos,
mientras las sustancias generadas se conocen como productos.
Cinética Química: Es el área de la química que estudia las velocidades de
reacción y el mecanismo o trayectoria de la formación de los productos a partir de
los reactivos.
Velocidad de Reacción: Es la rapidez con la cual se forman los productos o se
consumen los reactivos.
3. FACTORES DE LOS QUE DEPENDE LA
VELOCIDAD DE REACCIÓN
Reactividad
• La reactividad no es más que la habilidad o capacidad de romper los enlaces de las moléculas
reaccionantes y formar nuevos enlaces. No todas las sustancias poseen la misma reactividad, de modo que
algunas reacciones químicas son rápidas y otras lentas.
• “A mayor reactividad mayor velocidad de reacción”
Concentración
de los
Reactivos
• La velocidad de reacción aumenta con un incremento de la concentración de los reactivos, debido a que un
mayor número de moléculas de un reactivo entra en contacto con las moléculas de otro reactivo y se forman
más moléculas de producto.
• “A mayor concentración de reactivo mayor velocidad de reacción”
Temperatura
• Al aumentar la temperatura de una reacción, la velocidad de reacción también se incrementa, debido a
que aumenta la “barrera de energía de la reacción” (Energía de activación).
• “A mayor temperatura mayor velocidad de reacción”
Catalizador
• Es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción química, un catalizador es incluido en la
reacción como un componente adicional que disminuye el tiempo que necesita una reacción para alcanzar el
equilibrio a fin de optimizar el proceso, aumentando la producción en relación al tiempo.
4. REACCIONES
IRREVERSIBLES Y REVERSIBLES
Reacciones Irreversibles: Son aquellas que se completan en un sólo
sentido (→) ya que todo el reactivo se consume para generar un
producto. En este tipo de reacciones, no se establece un equilibrio
químico y esencialmente llegan a la consumación. “Los productos
no pueden volver a convertirse en reactivos”.
Reacciones Reversibles: Son aquellas que se
llevan a cabo en ambos sentidos (↔), razón
por la cual nunca llegan a completarse, se les
conoce con reacciones incompletas, ya que no
todo el reactivo es consumido porque los
productos reaccionan de manera espontánea
para regenerarlo. Razón por la cual se
comienza un ciclo que nunca llega completarse,
el cual se conoce como reacción reversible.
5. EQUILIBRIO QUÍMICO
El Equilibrio Químico se consigue cuando existen dos reacciones opuestas que
tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad (Reacción reversible). Lo cual
proporciona estabilidad al proceso de reacción.
En el equilibrio las velocidades de reacción se igualan, debido a que en la
medida que la concentración de los reactivos disminuye, también disminuye la
velocidad de reacción; por otro lado en la medida que aumenta la concentración de
los productos también lo hace la velocidad de reacción. Esto sucede hasta llegar al
tiempo del equilibrio en el cual las concentraciones se hacen constantes y
las velocidades se igualan.
Equilibrio logrado
Las velocidades
Son igualesB
B
A
C
6. EQUILIBRIO QUÍMICO
A medida que transcurre la reacción directa, las
concentraciones de A y B se agotan, mientras las
concentraciones de C y D se incrementan, hasta llegar a un
tiempo en el cual los productos C y D reaccionan para
regenerar A y B. En este punto los reactivos dejan de agotarse y
el producto deja de incrementarse. Este tiempo se le conoce
como tiempo del equilibrio
0
A
A
A
C
B
A
A
D
7. Ley de Acción de Masas y Constante de Equilibrio (Kc)
La dirección que toma una reacción reversible, no depende solamente de la
masa de los diversos componentes, como sucede en las reacciones
irreversibles, sino que también depende la concentración. Dicho con mayor
exactitud, en toda reacción en equilibrio se cumple que, para cada
temperatura “El producto de las concentraciones molares de los productos de una
reacción, cada uno elevado a la potencia que le corresponde a su coeficiente en la
ecuación química balanceada; dividido entre el producto de las concentraciones
molares de los reactivos de una reacción, cada uno elevado a la potencia que le
corresponde a su coeficiente en la ecuación química balanceada, es una constante
denominada constante de equilibrio de la reacción”. La constante de equilibrio
nos indica si la reacción se encuentra favorecida a la formación de los
productos o a la formación de los reactantes.
ba
dc
BA
DC
kc
8. Magnitud de la Constante de Equilibrio (Kc)
Un valor de
Kc>>1
• Un valor muy grande
de la constante de
equilibrio se debe a
que las concentraciones
del numerador
(productos de la
reacción) son muy
grandes, mientras las
concentraciones del
denominador
(reactivos) son muy
pequeñas, lo cual indica
que en el equilibrio la
mayoría de los
reactivos se convierten
a productos.
Un valor de
Kc<<1
• Un valor muy pequeño
la de constante de
equilibrio se debe a
que las concentraciones
del numerador
(productos de la
reacción) son muy
pequeños, mientras que
las concentraciones del
denominador
(reactivos) son muy
grandes, lo cual indica
que en el equilibrio la
mayoría de los
productos se convierten
a reactivos.
Kc 1
• Las cantidades de
reactivos y productos
presentes en el
equilibrio serán del
mismo orden de
magnitud.
9. ASPECTOS IMPORTANTES QUE SE DEBEN CONSIDERAR AL
EXPRESAR LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
La concentración de equilibrio de las sustancias reaccionantes en fase
condensada se expresa en mol/L, en fase gaseosa se expresa en mol/L ó
atmósferas.
La constante de equilibrio (kc) se expresa como una cantidad adimensional.
Las concentraciones de sólidos y líquidos puros en equilibrios heterogéneos
y de disolventes en equilibrios homogéneos, no aparecen en las ecuaciones
de la constante de equilibrio.
Al citar un valor para la constante de equilibrio se debe especificar la
reacción balanceada y la temperatura a la que se llevó a cabo.
10. CALCULO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO. EJEMPLO
Una mezcla que contenía 3,9 moles de NO y 0,800 moles de CO2 se hizo reaccionar en un
matraz de 0,500 L, a determinada temperatura de acuerdo con la ecuación.
NO(g) + CO2(g) NO2(g) + CO(g)
Se encontró que en el equilibrio estaban presentes 0,100 moles de CO2. Encuentre la constante
de equilibrio de esta reacción.
•Se calculan las concentraciones de todos los compuestos presentes en el INICIO y
del compuesto en el EQUILIBRIO:
Lmol
L
moles
CO
Lmol
L
moles
CO
Lmol
L
moles
NO
eq
inicial
inicial
/2,0
500,0
100,0
/6,1
500.0
800,0
/8,7
500,0
9,3
2
2
11. CALCULO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO. EJEMPLO
NO(g) + CO2(g) NO2(g) + CO(g)
Inicio(M) 7.8 1.6 0 0
Cambio(M) -x -x x x
Equilibrio(M) 7.8 - x 1.6 – x x x
4,12,06,12,06,16,1;/2,0 22 xxxCOLmolCO eqeq
•Se determina el valor de x:
•Se determina la concentración de equilibrio de todos los compuestos:
LmolxCO
LmolxNO
LmolxCO
LmolxNO
/4,1
/4,1
/2,04,16,16,1
/4,64.18,78,7
2
2
53,1
2,0*4,6
4,1*4,1
*
*
2
2
CONO
CONO
Kc
•Se sustituye para conocer el valor de Kc:
12. COCIENTE DE REACCIÓN (Q)
Es la aplicación de la ley de acción de masas para una reacción
general, “Que no haya conseguido alcanzar el equilibrio”,
generalmente Q se expresa en concentraciones iniciales ó en
cualquier instante de la reacción distinto al equilibrio.
ba
dc
BA
DC
Q
SiQ>Kc
indica que la relación de
las concentraciones
iniciales de los productos o
en cualquier instante de la
reacción entre las
concentraciones de los
reactivos es demasiado
grande. Para alcanzar el
equilibrio (Q=Kc), los
productos se deben
convertir a reactivos, de
modo que el sistema
avanza de derecha a
izquierda consumiendo
productos y generando
reactivos, para alcanzar el
equilibrio.
SiQ=Kc
El sistema está
equilibrado
SiQ<Kc
indica que la relación de las
concentraciones iniciales o en
cualquier instante de la
reacción de los productos,
entre las concentraciones de
los reactivos es demasiado
pequeña. Para alcanzar el
equilibrio (Q=Kc), algo de
los reactivos se debe
convertir a productos, de
modo que el sistema avanza
de izquierda a derecha
consumiendo reactivos y
generando producto, para
alcanzar el equilibrio.
13. COCIENTE DE REACCIÓN (Q). EJEMPLO
La constante de equilibrio de concentraciones para la reacción en fase gaseosa
H2 CO(g) ↔H2 (g) + CO (g)
Tiene el valor numérico de 0,50 a una determinada temperatura. Una mezcla de H2CO, H2, y CO se
introduce en un matraz a esta temperatura. Después de un tiempo breve, el análisis de una
pequeña muestra de la mezcla de reacción muestra que las concentraciones son [H2CO]=0,50 M,
[H2]=1,50 M, [CO]=0,25 M. Determine si el sistema se encuentra en equilibrio?
COH
COH
Q
2
2 *
75,0
50,0
25,0*50,1
Q
La mezcla en reacción no
se encuentra en equilibrio,
pero se desplazará al
equilibrio, dirigiéndose a la
izquierda, es decir, a la
producción de H2CO y
fomentando la disminución
de H2 y CO.
75,0Q 50,0Kc>
14. PRESIONES PARCIALES Y LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Cuando se trata de equilibrios en fase gaseosa, las concentraciones de
reactivos y productos se pueden expresar también en términos de sus
presiones parciales (atmósferas). En este último caso, se adapta la expresión
de equilibrio en función de las concentraciones, y se coloca en función de la
presión, todo esto tiene su fundamentación en la ley de los Gases Ideales
TR
P
M
b
B
a
A
d
D
c
C
RT
P
RT
P
RT
P
RT
P
kp
b
B
a
A
d
D
c
C
PP
PP
kp
TRMP
15. RELACIÓN ENTRE KC Y KP
En general Kc Kp, porque las presiones parciales de reactivos y productos no son iguales a sus
concentraciones expresadas en moles/litros, sin embargo, se puede deducir una relación sencilla entre
ambas constantes
Para la reacción general: aA(g)+ bB(g) ↔ cC(g) + dD (g)
Las constantes de equilibrio son:
Según la ecuación de los Gases Ideales:
Sustituyendo en la expresión Kp:
Reordenando:
Así queda:
Simplificando términos:
Donde:
ba
dc
BA
DC
kc
b
B
a
A
d
D
c
C
PP
PP
kp
TRMP
bbaa
ddcc
RTBRTA
RTDRTC
kp
)()(
)()(
baba
dcdc
RTBA
RTDC
kp
)(
)(
Donde:
kc
BA
DC
ba
dc
ba
dc
RT
RT
kckp
)(
)(
n
TRkckp
)(
reacción)ladetríaestequiomelade(tomadosreactivodemoles-productodemolesn
16. RELACIÓN ENTRE KC Y KP. EJEMPLO
En un recipiente de 10L se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12
moles de H2(g). La reacción se lleva a cabo a 1000K. Si establecido éste se
observa que hay 0,92 moles de NH3(g), determinar las concentraciones de N2
e H2 en el equilibrio y la constante Kc y la constante Kp a 1000K.
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3(g)
Inicio(M) 4/10 12/10 0
Cambio(M) - X - 3X +2X
Equilibrio(M) 4/10 - X 12/10 – 3X 2X
046,0
2
092,0
10
92,0
23 xxNH Eq
•Según el valor de la concentración en el equilibrio del amoniaco, aportada por el enunciado,
es posible determinar el valor de x.
•Las concentraciones en el equilibrio de N2 y de H2 son
LmolxN Eq
/354,0046,04,04,02 LmolxH Eq
/062,1046,032,132,12
17. RELACIÓN ENTRE KC Y KP. EJEMPLO
•La constante de equilibrio de concentración es:
n
TRkckp
)(•Determinación de Kp:
-24-2 n
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3(g)
18. PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Henry Le Chatelier fue un famoso cientifico francés que enunció lo
que conocemos como el principio de Le Chatelier: “Si en un sistema
en equilibrio se modifica alguna variable como presión temperatura o
concentración, el sistema evolucionará en el sentido que tienda a
oponerse al cambio al cual fue sometido”
Cuando tenemos un sistema en equilibrio y este se perturba, el
sistema va a tender a buscar un nuevo estado de equilibrio. Las
variables más importantes que perturban el estado de equilibrio
son: Temperatura, Concentración y Presión.
19. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO
Cambios de Concentración: si se aumenta la concentración de
alguna de las sustancias que componen el sistema, la reacción
química se efectuará en el sentido que se gaste la sustancia
que tuvo el aumento de concentración. Por otro lado, cuando
se disminuye la concentración de una de las sustancias la
reacción se realizará en el sentido que se produzca esta
sustancia.
20. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO
Cambios de Temperatura: Para entender los efectos de la variación de la temperatura
sobre un sistema que está en equilibrio es necesario conocer si la reacción produce
calor (exotérmica) ó absorbe calor (endotérmica), debido a que los efectos de la
variación en la temperatura es contrarrestado de modo distinto según el tipo de
reacción.
Para una reacción exotérmica cuando se aumenta la temperatura a presión constante
por adición de calor al sistema, esto favorece la formación de reactivos, eliminando
algo del calor sobrante. Por otro lado, si se disminuye la temperatura favorece la
formación de productos en la medida que el sistema repone parte del calor que se
eliminó.
Para una reacción endotérmica cuando se aumenta la temperatura a presión constante
por adición de calor al sistema, esto favorece la formación de productos, eliminando
algo del calor sobrante. Por otro lado, si se disminuye la temperatura favorece la
formación de reactivos en la medida que el sistema repone parte del calor que se
eliminó.
21. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO
Cambios de Presión: La variación de presión en un equilibrio
químico influye solamente cuando en el mismo intervienen
gases.
Si la presión aumenta, para reestablecer las condiciones iniciales
el sistema tiende a reducirla, esto se logra desplazándose hacia
donde existan un menor número de moles totales.
Por otro lado si la presión disminuye, para reestablecer las
condiciones iniciales el sistema tiende a aumentarla,
desplazándose hacia donde existan un mayor número de moles
totales.
22. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO
Una reacción muy indicada para mostrar el principio de Le Chatelier es el equilibrio que se
establece entre el complejo hidratado de cobalto (II), que se forma cuando una sal de cobalto (II)
se disuelve en agua, y el complejo tetracloruro de cobalto (II).En el primero tiene una coloración
rosada, mientras que en el segundo el cobalto presenta un color azul fuerte característico ó (azul
cobalto)
Si se agrega cloruro de sodio (NaCl), la concentración del ión cloruro (reactivo) aumenta y la
reacción se desplaza a la derecha tomando una coloración violeta.
Si la solución violeta anterior se coloca a calentar y considerando que la reacción es endotérmica
∆H>0 (temperatura del lado de los reactivos), la reacción se desplaza a la derecha (Productos)
tomando coloración azul.
Si a una parte de la solución azul anterior, se le adiciona agua (H2O) (lado de los productos)
aumentando su concentración, para establecer el equilibrio se desplazará al lado izquierdo
(Reactivos) tomando una coloración rosa.
Si a la otra parte de la solución azul producto del calentamiento se le coloca en un baño de hielo
(Disminuye la temperatura), por ser una reacción endotérmica (temperatura del lado de los
reactivos), la reacción se desplaza a la izquierdo tornándose rosa.
23. Importancia en procesos industriales
El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un
equilibrio hacia la formación de un producto es de suma
importancia en la industria, pues se conseguirá un mayor
rendimiento, en dicho proceso.
Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de
amoniaco a partir de la reacción N2(g) + 3 H2(g) Á 2 NH3(g),
exotérmica. La formación de amoniaco está favorecida por altas
presiones (menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y
por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a
altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no
puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que
mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción.
