El equilibrio químico es un fenómeno que ocurre en reacciones químicas reversibles entre reactivos y productos.

Cuando una reacción es directa, convierte los reactivos en productos. Cuando ocurre a la inversa, los productos se están convirtiendo en reactivos.

Para que se produzca el equilibrio químico, es necesario que:

  • la temperatura es constante
  • el sistema no tiene intercambios con el medio ambiente

Cuando se alcanza un punto de equilibrio en reacciones reversibles, uno tiene:

  • La velocidad de las mismas reacciones directas e inversas.
  • La concentración constante de las sustancias presentes en la reacción.

El equilibrio químico se mide por dos cantidades: la constante de equilibrio y el grado de equilibrio.

Se puede cambiar cuando se producen cambios en: concentración, temperatura, presión y uso de catalizadores.

Reacciones químicas reversibles

Ejemplo de ecuación química:

En el primer miembro (antes de la flecha) el reactivos, es decir, las sustancias que entran en la reacción.

En la segunda extremidad (después de la flecha) están los productos, es decir, las sustancias que se formaron por la reacción.

En una reacción reversible Puede ocurrir en ambos sentidos (representado por):

Así, en reacciones directas, los reactivos forman productos (reactivos → productos). En reacciones inversas, los productos forman reactivos (productos → reactivos).

Tablas de equilibrio químico

Podemos expresar gráficamente el equilibrio químico usando las variables velocidad y concentración (eje y) en función del tiempo (eje x).

El equilibrio se observa gráficamente cuando las líneas del gráfico se vuelven horizontales tanto para la velocidad como para la concentración.

Velocidad x tiempo

Notamos que v1 disminuye a medida que los reactivos se convierten en productos. Ya veo2 aumenta cuando se forman productos.

Al alcanzar el equilibrio químico, la velocidad de las reacciones directas e inversas se vuelve igual.

Concentración x tiempo

Observamos que la concentración de reactivos es máxima y disminuye porque se están transformando en productos. La concentración de productos ya comienza desde cero (porque al comienzo de la reacción solo había reactivos) y está creciendo a medida que se crean.

Cuando se alcanza el equilibrio químico, la concentración de las sustancias presentes en la reacción es constante, pero no necesariamente igual.

Tipos de equilibrio químico

Sistemas homogéneos

Son aquellos en los que los componentes del sistema, los reactivos y los productos se encuentran en la misma fase.

Sistemas gaseosos

Soluciones

Sistemas heterogéneos

Los componentes de reacción, los reactivos y los productos se encuentran en más de una fase.

Balance constante (K)

La constante de equilibrio (Kc) es una cantidad que caracteriza el equilibrio químico teniendo en cuenta los aspectos cinéticos de las reacciones químicas y las soluciones en equilibrio dinámico.

En el equilibrio químico, las velocidades de reacción de un sentido de reacción y su inversa deben ser iguales.

Por lo tanto, se estableció que la constante de equilibrio se obtiene mediante:

El valor de K varía con la temperatura.

Equilibrio constante en función de la concentración (Kc)

Dada la ecuación química:

Expresamos la constante de equilibrio de la siguiente manera:

Siendo que:

  • [ ] es la concentración en mol / L
  • el, b, c y d son los coeficientes estequiométricos

Ejemplo:

Ecuación química Equilibrio constante Kc

Asignando, por ejemplo, valores para concentraciones tenemos:

Concentraciones Cálculo de la constante de equilibrio Kc
[N[N2]= 0,20 mol / l
[H[H2]= 0,20 mol / l
[NH[NH3]= 0.60 mol / L

Otros ejemplos:

Ecuaciones químicas Constante de equilibrio (Kc)

componentes: sólido y gas

componentes: líquido y gas

componentes: solución acuosa y gas

Tenga en cuenta que cuando en la reacción tenemos un componente de estado sólido o un líquido puro como el agua, las concentraciones de estas sustancias no participan en el cálculo constante y se reemplazan por el número 1.

Constante de equilibrio en función de presiones parciales (Kp)

Se utiliza cuando al menos uno de los participantes en la reacción está en estado gaseoso y las cantidades se expresan en términos de presiones parciales.

Ejemplo: equilibrio homogéneo (todos los componentes son gases)

Ecuación química Equilibrio constante Kp

Otros ejemplos: equilibrio heterogéneo (componentes en más de una fase)

Ecuaciones químicas Equilibrio constante Kp

componentes: sólido y gas

componentes: sólido, solución acuosa y gas

Tenga en cuenta que para el cálculo de Kp solo participan gases.

Relación entre Kc y Kp

Siendo que:

  • Kp es la constante de equilibrio en función de presiones parciales
  • Kc es la constante de equilibrio en función de las concentraciones
  • R es la constante de gas y la usamos cuando la presión parcial se expresa en atm
  • T es la temperatura en Kelvin ()
  • Δn es el cambio en el número de moles (moles de producto – moles de reactivo) y solo tiene en cuenta los coeficientes de las sustancias gaseosas.

Ejemplo:

Ecuación química Equilibrio constante Kp

por ejemplo T = 300 K y Kc = 225

Grado de equilibrio

El grado de equilibrio (α) corresponde al rendimiento de una reacción química por la relación entre el reactivo y la cantidad de moles de ese reactivo.

Por lo tanto, el grado de equilibrio indica el porcentaje molar de una sustancia hasta que alcanza el equilibrio químico.

Tenga en cuenta que cuanto mayor sea el grado de equilibrio, mayores serán las posibilidades de que la reacción alcance el equilibrio.

Ejemplo:

Dada la ecuación química:

Suponiendo que la reacción comienza con 100 moles de A. Si, cuando alcanzamos el equilibrio, todavía hay 20 moles de A sin reaccionar, ¿qué tan equilibrado está con el reactivo A?

Resolución: dado que en el balance todavía hay 20 moles de A, significa que la cantidad que reaccionó fue de 80 moles. Aplicando la fórmula del grado de equilibrio, tenemos:

Para el grado de equilibrio, tenemos que:

Cuanto mayor sea el valor de α, más largo será el camino que recorre la reacción para alcanzar el equilibrio.

Leyes de equilibrio químico

Ley de acción de las masas.

La predicción de cómo se establece el equilibrio químico fue determinada en 1864 por los científicos noruegos Cato Maximilian Guldberg y Peter Waage. Después de observar los aspectos cinéticos de las reacciones reversibles, concluyeron que:

"La velocidad de una reacción es directamente proporcional al producto de las concentraciones molares de reactivo cuando se elevan a exponentes, que son sus respectivos coeficientes estequiométricos".

La constante de equilibrio (Kc) se creó en términos de concentraciones molares de los participantes en la reacción y esta expresión se denomina ley de acción de masas o ley de Guldberg-Waage.

Principio de Le Chatelier

El químico francés Henry Louis Le Chatelier, en 1884, observando los cambios en las propiedades físicas y químicas de un equilibrio químico hizo la siguiente generalización:

"Cuando un factor externo actúa sobre un sistema de equilibrio, cambia, siempre para minimizar la acción del factor aplicado".

Según Le Chatelier, cuando cambiamos alguna propiedad de un sistema de equilibrio, el cambio hace que el sistema busque una forma de minimizar este cambio y se forma un nuevo equilibrio cuando la velocidad de las reacciones directas e inversas es igual y las concentraciones de las sustancias en el sistema. Las reacciones se vuelven constantes de nuevo.

Por sus esfuerzos para desarrollar estudios en esta área, Le Chatelier siempre es recordado cuando habla sobre el equilibrio químico.

Desplazamiento de equilibrio químico

El desplazamiento de equilibrio corresponde a un cambio en la velocidad de una reacción directa o inversa. Como dice el principio de Le Chatelier, cada vez que ocurre un cambio en el equilibrio, se mueve para minimizar esta perturbación.

El resultado de estos cambios genera un nuevo estado de equilibrio en el sistema químico. Además de la concentración, la presión y la temperatura influyen en este proceso. Ya el uso de catalizadores hace que el equilibrio se alcance más rápido.

Influencia de la concentración.

Cuando aumentamos la cantidad de una sustancia (reactivo o producto) en una reacción, el equilibrio cambia para restablecerse, transformando esa sustancia.

Del mismo modo, si eliminamos una sustancia de la reacción disminuyendo su cantidad, se restablece el equilibrio produciendo más de esa sustancia.

Influencia de la temperatura

Cuando se baja la temperatura de un sistema, el equilibrio cambia liberando más energía, es decir, se favorece la reacción exotérmica.

Del mismo modo, al aumentar la temperatura, el equilibrio se restablece mediante la absorción de energía, lo que favorece la reacción endotérmica.

Influencia de la presión

El aumento de la presión total hace que el equilibrio se desplace hacia el volumen más bajo.

Pero si bajamos la presión total, el equilibrio tiende a cambiar hacia el volumen más alto.

Ejemplo:

Dada la ecuación química:

  • Concentración: aumento de la cantidad de N2 En la reacción, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, formando más producto.
  • Temperatura: al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, favoreciendo la reacción endotérmica (absorbiendo energía) y formando más reactivos.
  • Presión: al aumentar la presión, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, lo que tiene menos volumen (número de moles).

Influencia del catalizador

Cuando agregamos un catalizador al sistema, esta sustancia aumentará la velocidad de las reacciones directas e inversas, disminuyendo así el tiempo requerido para lograr el equilibrio químico, pero no cambia la concentración de las sustancias.

Cálculos de balance químico

Aproveche las preguntas a continuación para ver cómo se abordan los cálculos que involucran el equilibrio químico en los exámenes de ingreso y el paso a paso para resolver las preguntas.

Cálculo de la constante de equilibrio Kc

1. (PUC-RS) Un equilibrio involucrado en la formación de lluvia ácida está representado por la ecuación:

2 SO2(g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)

En un recipiente de 1 litro, se mezclaron 6 moles de dióxido de azufre y 5 moles de oxígeno. Después de algún tiempo, el sistema ha alcanzado el equilibrio; el número de moles de trióxido de azufre medido fue 4. El valor aproximado de la constante de equilibrio es:

a) 0.53.
b) 0.66.
c) 0,75.
d) 1.33.
e) 2.33.

Respuesta correcta: d) 1.33.

Paso 1: Interpreta los datos de la pregunta.

2 SO2(g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
temprano 6 moles 5 moles 0 0
reacciona y se produce
en equilibrio 4 moles

La relación estequiométrica de la reacción es 2: 1: 2

Entonces, 4 moles de SO reaccionaron2 y 2 moles de O2 para producir 4 moles de SO3.

Paso 2: Calcule el resultado obtenido.

2 SO2(g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
temprano 6 moles 5 moles 0 0
reacciona (-) y se produce (+)
en equilibrio 2 moles 3 moles 4 moles

El volumen dado es 1 L. Por lo tanto, la concentración de las sustancias sigue siendo la misma que la cantidad de moles, ya que la concentración molar es:

Paso 3: Calcula la constante.

Cálculo de la constante de equilibrio Kp

2. (UFES) A una temperatura dada, las presiones parciales de cada componente de reacción: N2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO en equilibrio son, respectivamente, 0,8 atm, 2 atm y 1 atm. ¿Cuál será el valor de Kp?

a) 1.6.
b) 2.65.
c) 0.8.
d) 0.00625.
e) 0.625.

Respuesta correcta: e) 0.625.

Paso 1: Interpreta los datos de la pregunta.

  • N presión parcial2 es 0.8 atm
  • O presión parcial2 son 2 atm
  • NO presión parcial es 1 atm

Paso 2: Escribe la expresión Kp para la reacción química

Paso 3: Sustituye los valores y calcula Kp.

Cálculo de la relación entre Kc y Kp

3. (PUC-SP) En equilibrio N2 (g) + 3 H2 (g) NH 2 NH3(g) Kc = 2.4 x 10-3 (mol / l)-2 a las 727 elC. ¿Cuál es el valor de Kp en las mismas condiciones físicas? (R = 8,2 x 10-2 atm.L.K-1.mol-1)

Paso 1: Interpreta los datos de la pregunta.

  • Kc = 2.4×10-3 (mol / l)-2
  • T = 727 elC
  • R = 8,2 x 10-2 atm.L.K-1.mol-1

Paso 2: Gire la temperatura a Kelvin para aplicar en la fórmula.

Paso 3: Calcule la variación del número de moles.

En la ecuación: N2 (g) + 3 H2 (g) NH 2 NH3

2 moles de NH3 se forman por la reacción entre 1 mol de N2 y 3 moles de H2. Siendo así,

Paso 4: aplique los datos a la fórmula y calcule Kp.

Para más preguntas con la resolución comentada de Chemical Balance, consulte esta lista que hemos preparado: Ejercicios de Balance Químico.