Equilibrio Químico

Actividades

1. El proceso de formación del ácido yodhídrico se expresa gracias a la siguiente ecuación química:

• 𝐻2 𝑔 + 𝐼2(𝑔) ↔ 2𝐻𝐼(𝑔) de ella obtén:

a. la expresión de la velocidad de reacción directa.b. la expresión de la velocidad de reacción inversa.c. la expresión de la constante de equilibrio.d. Según las expresiones obtenidas, definan los siguientes conceptos:• reacción directa, reacción inversa, equilibrio

químico.

2. El 𝑁𝐻3 a nivel industrial se obtiene exclusivamente por elmétodo denominado proceso Haber-Bosch, que consiste enla reacción directa entre el nitrógeno y el hidrógenogaseoso según la ecuación:

𝑁2 𝑔 + 3𝐻2 𝑔 ↔ 2 𝑁𝐻3(𝑔); presenta ∆𝐻 = −46,2kJ/mol y un ∆𝑆° < 0. Conforme a los datos entregados:

a. ¿Cuáles son las expresiones de la velocidad directa e inversa?

b. ¿Cuándo el proceso será exotérmico y cuándo endotérmico?

c. ¿Cuál es la expresión de la constante de equilibrio?

d. ¿Corresponde a un equilibrio homogéneo o heterogéneo? Justifica tu respuesta.

e. ¿Qué se puede interpretar de su constante de equilibrio?

Principio de Le Châtelier

Toda reacción química que alcanza el equilibrioquímico no tiene un rendimiento al cien porciento, es decir, nunca se obtendrá la mayorcantidad de productos a partir de los reactivos.Esta situación puede revertirse, es decir, esposible romper el estado de equilibrio de unareacción química, al alterar algunas de lascaracterísticas del sistema químico, para obtenerla mayor cantidad de productos posibles,aspectos clave, por ejemplo, en la industriaquímica y farmacéutica.

“Si sobre un sistema enequilibrio se modificacualquiera de los factoresque influyen en unareacción química, dichosistema evolucionará en ladirección que contrarresteel efecto que causó elcambio o ruptura delequilibrio”, refiriéndoseespecíficamente a latemperatura, presión yconcentración de lasespecies participantes.

En 1884, el químico francés Henry Louis Le Châtelierenunció el principio que indica que:

Efecto de la concentración.

• Al aumentar la concentración de los reactivos (manteniendo constantes otras variables del sistema químico en equilibrio), el sistema reaccionará oponiéndose a ese aumento.

• El equilibrio se desplazará a la derecha

favoreciendo la formación de productos y

contrarrestando el efecto, hasta que de nuevo

se establece el equilibrio.

EJERCICIO

• Para analizar la influencia de la concentración en el equilibrio, estudiemos el siguiente ejemplo, sobre la reacción de combustión de

monóxido de carbono (CO), que se presenta

según la ecuación química:

2CO( g) + O2(g) ↔ 2CO2 (g)

Para realizar el ejercicio, es necesario tener los datos.

Las concentraciones que se encuentran para el equilibrio, son:

• [ CO ]  =  0,399 mol/L

• [ O 2 ]  =  1,197 mol/L

• [ CO 2 ]  =  0,202 mol/L

• Se obtendrá el valor de la constante de equilibrio ( k eq )

El valor obtenido, indica que reactantes yproductos se encuentran en proporcionessemejantes y que el equilibrio está desplazadohacia los reactantes, o en otras palabras, hacia lareacción inversa.

¿Qué sucedería si se agrega oxígeno (𝑂2(𝑔) ) en

concentración 1 mol/L?

• Al alterar la situación de equilibrio, es necesario calcular el cociente de reacción (Q), considerando el exceso de oxígeno, es decir:

• [𝑂2(𝑔)]=  1,197 mol/L (inicial ) +1 mol/L  =  2,197mol/L

• En síntesis, el valor de Q es menor que la k eq así, para contrarrestar el efecto de agregar 𝑂2(aumentando la concentración de los reactivos), el sistema se desplazara hacia la derecha para producir mayor cantidad de

productos y restablecer el equilibrio.

• ¿Qué sucedería si se agrega al sistema 1 mol/L de dióxido de carbono (CO2 ) ?

• ¿Cómo se restablece el equilibrio si se deja escapar 1 mol/ L de oxígeno (O2 ) ?

Efecto de la presión• En un sistema químico en el que participan

sustancias en estado gaseoso, se altera elequilibrio cuando se produce una variación en lapresión que lo afecta. Así, un aumento de lapresión favorecerá la reacción que implique ladisminución de volumen; en cambio, si la presióndesciende, se favorecerá la reacción en la que losproductos ocupen un volumen mayor que losreactantes. En el siguiente esquema se explicaeste proceso en la reacción de nitrógeno (𝑁2 ) ehidrógeno ( 𝐻2) gaseosos para formar amoníaco(𝑁𝐻3) , también gaseoso:

• N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)

Por lo tanto, es importante considerar, que existen tres formas de alterar la presión del sistema gaseoso:

a. Al agregar o quitar un componente del sistema.

b. Añadir un gas inerte al sistema. Este hecho solo aumenta la presión global del sistema pero no altera el equilibrio.

c. Cambiar el volumen del contenedor.

Efecto de la temperatura

• Al aumentar la temperatura de unsistema químico que se encuentra enequilibrio, este se opondrá al cambio,desplazándose en el sentido que absorbacalor, es decir, favoreciendo la reacciónendotérmica, y viceversa,si disminuye latemperatura, se favorecerá la reacciónexotérmica.

• Por lo tanto, el calor se puede considerar comoproducto de una reacción exotérmica y comoreactante para una reacción endotérmica. Porello, al adicionar calor en una reacciónexotérmica esta se desplaza hacia la izquierdapara consumir el calor añadido. Así mismo,cuando se calienta una reacción endotérmica,el equilibrio se desplaza hacia la derecha, para

consumir el calor añadido y formar mayor

cantidad de productos.

Considerando lo anteriormente expuesto, predice para cada una de las siguientes reacciones:

• ¿Qué sucede si aumenta la temperatura del sistema?

• ¿Cómo se restablecerá el equilibrio?

Actividad

Para la reacción

2H2S(g) + 3O2 (g) ↔ 2H2O(g) + 2SO2(g)

cuyo ΔH es igual a –1036 kJ, justifica cómo se verá afectado el equilibrio en estos casos.

a. Al aumentar el volumen del recipiente a

temperatura constante.

b. Al extraer 𝑆𝑂2.

c. Al incrementar la temperatura manteniendo el volumen constante.