Balbuena García Carolina

¿Qué es el equilibrio quimico?

Equilibrio químico es la denominación que se hace a cualquier

reacción reversible cuando se observa que las cantidades relativas

de dos o más sustancias permanecen constantes, es decir, el

equilibrio químico se da cuando la concentración de las especies

participantes no cambia, de igual manera, en estado de equilibrio

no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo;

siempre es necesario que exista una reacción química para que

exista un equilibrio químico, sin reacción no sería posible.

¿Cómo se expresa la constante de equilibrio?

En el equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en determinadas condiciones de presión y temperatura. A la relación que hay entre estas concentraciones, expresadas en molaridad [mol/L], se le llama constante de equilibrio.

El valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura del sistema, por lo que siempre tiene que especificarse. Así, para una reacción reversible, se puede generalizar:

aA + bB 2 cC + dD [C]c [D]d Keq = ▬▬▬▬ [A]a [B]b En el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y

productos pueden variar, pero el valor de Keq permanece constante si la temperatura no cambia.

Energía de activación La energía de activación suele utilizarse para denominar la

energía mínima necesaria para que se produzca una reacción química dada. Para que ocurra una reacción entre dos moléculas, éstas deben colisionar en la orientación correcta y poseer una cantidad de energía mínima. A medida que las moléculas se aproximan, sus nubes de electrones se repelen. Esto requiere energía (energía de activación) y proviene de la energía térmica del sistema, es decir la suma de la energía traslacional, vibracional, etcétera de cada molécula. Si la energía es suficiente, se vence la repulsión y las moléculas se aproximan lo suficiente para que se produzca una reordenación de los enlaces de las moléculas.

Energía de ionización

Es la energía necesaria para separar por completo un electrón de un átomo gaseoso, sin conferir al electrón expulsado, o al ion resultante ninguna energía adicional.

Para cada elemento hay varios potenciales de ionización que correspondes al la separación de electrones

Energía de disociación de enlace

Para descomponer una molécula en átomos debe consumirse una cantidad de energía equivalente. La cantidad de energía que se consume o libera cuando se rompe o se forma un enlácese conoce como energia de disociación de enlace.

Ejemplo: La tabla 1.2 contiene valores medidos para algunas energías

de disociacion de enlaces. Puede apreciarse que varían mucho, desde enlaces débiles, como I--I (36kcal/mol), hasta enlaces muy fuertes, como H—F(136 kcal/mol).

Enlaces intermoleculares e interatómicos Los enlaces intermoleculares son aquellas interacciones que

se dan entre las moléculas y hacen que éstas se mantengan unidas. Dependen del dipolo eléctrico de las moléculas.

Los enlaces interatómicos son los que se establecen entre los átomos.

Reacción exotérmica

Es cualquier reacción química que desprenda energía, ya sea como luz o calor,1 o lo que es lo mismo: con una variación negativa de la entalpía; es decir: -ΔH. El prefijo exo significa «hacia fuera». Por lo tanto se entiende que las reacciones exotérmicas liberan energía. Considerando que A, B, C y D representen sustancias genéricas, el esquema general de una reacción exotérmica se puede escribir de la siguiente manera:

A + B → C + D + calor

Ocurre principalmente en las reacciones de oxidación. Cuando éstas son intensas pueden generar fuego. Si dos átomos de hidrógeno reaccionan entre sí e integran una molécula, el proceso es exotérmico.

H + H = H2

ΔH = -104 kcal/mol

Son cambios exotérmicos las transiciones de gas a líquido (condensación) y de líquido a sólido (solidificación).

Un ejemplo de reacción exotérmica es la combustión.

Reacción endotérmica

Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe energía.

Si hablamos de entalpía (H), una reacción endotérmica es aquella que tiene un incremento de entalpía o ΔH positivo. Es decir, la energía que poseen los productos es mayor a la de los reactivos.

Un ejemplo de reacción endotérmica es la producción del ozono (O3). Esta reacción ocurre en las capas altas de la atmósfera, gracias a la radiación ultravioleta proporcionada por la energía del Sol. También se produce esta reacción en las tormentas, en las proximidades de las descargas eléctricas.

3O2 + ENERGÍA da lugar a 2O3 ; ΔH > 0

Grafica de energía potencialy el transcurso de una reacción

Factores que afectan a la velocidad de reacción Concentración de los reactivos     La velocidad de reacción aumenta con la concentración de los reactivos. 

Para aumentar la concentración de un reactivo: Si es un gas, se consigue elevando su presión. Si se encuentra en disolución, se consigue cambiando la relación entre el

soluto y el disolvente. 

Superficie de contacto de los reactivos     Cuanto más divididos están los reactivos, más rápida es la reacción. Esto es

así porque se aumenta la superficie expuesta a la misma.

 Temperatura     En general, la velocidad de una reacción química aumenta conforme se

eleva la temperatura.

 Presencia de catalizadores     Un catalizador es una sustancia, distinta a los reactivos o los productos, que

modifican la velocidad de una reacción. Al final de la misma, el catalizador se recupera por completo e inalterado. En general, hace falta muy poca cantidad de catalizador.

    Los catalizadores aumentan la velocidad de la reacción, pero no la cantidad de producto que se forma.

 

Teoría de las colisiones Principales características.

Aplica solamente para reacciones biomoleculares en fase gas.

Los gases consisten de un número muy grande de partículas, que pueden ser átomos o moléculas que están en movimiento aleatorio y continuo.

La energía cinética promedio de las partículas no cambia con el tiempo siempre y cuando la temperatura permanezca constante.

La energía de las partículas puede transferirse a través de colisiones.

La reacción se produce por colisión entre las moléculas de reactivo.

Considera que las moléculas o átomos son esferas duras y que no hay interacciones intermoleculares. Las fuerzas de atracción y repulsión entre las diferentes partículas son despreciables.

El complejo activado no juega un papel importante en ésta teoría.

Las moléculas se moverán en caminos rectos cuyas direcciones

cambiarán solo cuando chocan entre sí o contra las paredes del

recipiente.

Principio de Le Châtelier

El principio de Le Châtelier, postulado en 1884 por Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), químico industrial francés, establece que:

Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio

Concentración Si varía la concentración de un sistema que en principio está en

equilibrio químico, en ese sistema variarán también las concentraciones de sus componentes de manera que se contrarreste la primera variación.

Cambio de temperatura Si aumenta la temperatura en un sistema que en principio está en equilibrio,

ese sistema se reorganizará de manera que se absorba el exceso de calor y, en la representación estequiométrica, diremos también que la reacción se desplazará en un sentido o en el otro.

Cambio de presión Si se eleva la presión de un sistema de gases en equilibrio, la

reacción se desplaza en la dirección en la que desaparezcan moles de gas, a fin de minimizar la elevación de presión. Por el contrario, si disminuye la presión, la reacción se desplazará en el sentido en que aumenten las moles totales de gas lo que ayudará a que la presión no se reduzca. Es importante hacer notar que, a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo, ya que esas bajas temperaturas reducen la movilidad de las partículas involucradas.

En el laboratorio, para contrarrestar ese efecto se emplea un catalizador que acelere la reacción.