Unidad N° 7: Equilibrio Químico

 

Cuestionario de orientación:

O-1.) La diferencia entre un sistema en equilibrio físico y uno químico es, que en el primero se presentan fenómenos físicos, es decir se producen alteraciones en el estado de la materia no en su constitución química. En tanto que en el segundo los procesos producen cambios químicos, o sea los cambios alteran químicamente la materia. Ejemplo de los primeros:

H2O(sólida) H2O(líquida)

y en el caso de los segundos

SO3(gas) SO2(gas) + O2(g) (O-1.1)

 

O-2.) Las reacciones químicas son reversibles cuando tanto los reactantes pueden dar productos como que los productos pueden reaccionar para volver a dar reactantes. Así en la reacción indicada como (O-1.1), tanto puede darse que el trióxido de azufre del dióxido de azufre y oxígeno como que estos den trióxido de azufre. En general, no con la misma intensidad.

 

O-3.) Dado el sistema reversible expresado por la ecuación química:

I2(g) + H2(g) 2 HI(g) (O-3.1)

a) En sistemas reversibles, ante un conjunto de factores del sistema, tales como las concentraciones, presiones, etc. de las sustancias involucradas (I2, H2 y HI), o medio ambientales tales como temperatura y presión, el sistema se desplazará a la situación de equilibrio más adecuada para los mismos. Para ello podrá aumentar las concentraciones o presiones de los reactantes (I2, H2) o productos (HI), pero no podrá modificar las condiciones del medio ambiente

b) Dado que a una situación de equilibrio se puede llegar desde diferentes situaciones iniciales, la naturaleza intrínseca del equilibrio y sus propiedades son independiente de cómo se llegó. Así, si la situación inicial para el sistema del equilibrio representado por la ecuación química (O-3.1) partió de una temperatura de 400°C y la temperatura del medio ambiente en el equilibrio fue 425°C , la naturaleza del mismo es exactamente igual si la situación inicial hubiese sido 500°C

c) Una determinada posición de equilibrio del sistema (O-3.1) se muestra estática desde el punto de vista macroscópico, pero microscópicamente ocurren simultáneamente la reacción directa (de I2 y H2 a HI) e inversa (de HI a I2 y H2) a igual velocidad y DISTINTA DE CERO, lo que significa que el sistema es absolutamente dinámico aun cuando no nos es posible observarlo

 

O-4.) No, en absoluto. Existen infinitas combinaciones en equilibrio a una temperatura dada, partiendo de las infinitas condiciones iniciales (concentraciones, presiones, etc) de sustancias que integren el sistema. No obstante deberemos generar un modelo tal que las infinitas combinaciones deban cumplir

 

O-5.)

a) A partir de conceptos y modelos de velocidad de reacciones químicas podemos definir una ecuación matemática que relaciona los productos y los reactantes denominada Ecuación de la Constante de Equilibrio. Dicha relación tiene la característica de resultar en un valor constante en todo sistema en equilibrio a una temperatura dada. Dicha ecuación la podemos generalizar para una supuesta reacción como:

a A (g) + b B (g) c C (g) + d D (g) (O-5.1)

donde a, b, c y d son los coeficientes estequeométricos de las sustancias involucradas A, B, C y D. Dicha constante puede ser expresada en cualquier unidad de concentración, incluida la presión si fueran gases. Así, por ejemplo en concentraciones molares

Dadas presiones parciales

(Pregunta adicional: De acuerdo a lo que sabe de las leyes de gases ideales y dado que en la ecuación química genérica (O-5.1) todos los componentes son gaseosos, ¿cuál sería la ecuación que liga la Kc y la Kp?)

b) El planteo de Kc es más general, no obstante la Kp puede ser más práctica cuando lo que esta involucrados son sustancias gaseosas

c) Desde un punto de vista teórico, el valor numérico de las Constantes de Equilibrio puede ser desde cero (0) hasta números muy grandes. Esto último lo podemos expresar como números que tienden a infinito (¥ ). En cualquier caso los valores son dependiente de la temperatura del medio ambiente a la que se encuentra el sistema.

 

O-6.) El principio de Le Chatelier afirma que si se ejerce una acción sobre un sistema físico o químico en equilibrio, éste reaccionará en el sentido que se oponga al cambio producido, tendiendo a alcanzar nuevamente una posición de equilibrio. Así, por ejemplo, ante un aumento de la concentración de un componente del sistema, el mismo reaccionará de modo tal que disminuya dicha concentración

 

O-7.) Las reacciones químicas pueden ser clasificadas en inexistentes, parciales o completas. En la primera, nunca se forman productos, en la segunda solo parte de los reactantes se convierten en productos y en la última, prácticamente no quedan reactantes

(Pregunta adicional: ¿podría adjudicar valores a cada uno de los casos planteados?)

 

––––––°––°––°––°––°––°––°––°––°––––––

Serie de aplicación (las respuestas faltantes corresponden a las preguntas que se discutirán en clase)

 

3.) La ecuación química en equilibrio es:

BaCO3 (s) Ba++ (ac) + CO3= (ac)

donde s significa sólido y ac sustancias solubles en agua. En el planteo de la Constante de Equilibrio tenemos que las sustancia que se encuentran en estado sólido, se comportan con una concentración constante y por lo tanto las únicas variables para el planteo de la Constante de Equilibrio en concentraciones (Kc) son las sustancias que están en solución, por lo tanto:

de donde de los tres posibles casos de valores de Constantes de Equilibrio, esta corresponde a las de 0<K<¥

(Pregunta adicional: ¿porqué no planteamos una Kp para este caso?)

b) De acuerdo a lo que se dijo en la respuesta al cuestionario de orientación (O-3), un método posible de plantear la resolución es suponer que inicialmente se coloca BaCO3 sólido en un vaso de precipitación agregar agua hasta cierto volumen y luego esperamos que el sistema llegue al equilibrio. Para tender al equilibrio la situación inicial se modificará como:

 

BaCO3 (s) Ba++ (ac) + CO3= (ac)

Situación inicial csp 0 M 0 M

Reaccionan - x M +x M +x M

 

Balance en el equilibrio csp 0 + x M 0 + x M

Donde:

csp: como la concentración del BaCO3 sólido no es relevante, solo que exista, necesitamos que en el vaso de precipitación este presente una Cantidad Suficiente Para cumplir la necesidad de que el carbonato de bario esté

x M: dada estequeometría, la cantidad de moles por unidad de volumen que aparecen en solución de carbonato de bario son los mismos que desaparecen desde el sólido (-x M) y aparecen en solución (+ x M) de los iones respectivos. El problema es que no sabemos cuantos es x M, es decir tenemos una incógnita por lo tanto necesitamos una ecuación que las reúna para resolverla. Esta es la Ecuación de la Constante de Equilibrio (3.1)

 

4.) Las distintas ecuación química en equilibrio son:

 

I.- H2O (l) + HCN (ac) CN- (ac) + H3O+ (ac) KcI = 5,00*10-10

 

II.- H2O (l) + HO2C-CH3 (ac) H3C-CO2- (ac) + H3O+ (ac) KcII = 2,00*10-5

 

III.- H2O (l) + HF (ac) F- (ac) + H3O+ (ac) KcIII = 7,00*10-4

a) Todas ellas corresponden a las del tipo 0<K<¥ , es decir que podemos PRONOSTICAR O PREVER que todas NO TIENDEN A COMPLETARSE, más aún, tienden a equilibrarse con mayor cantidad de reactantes que de productos. Para poder conocer cual de las reacciones se completa más, o dicho de otra manera, cual da más productos, deberemos contestarnos al menos dos preguntas básicas:

i.- Si las distintas reacciones tienen igual estequeometría

ii.- Como son los valores de las distintas Constantes de Equilibrios

Respecto a la primera (i.-), en este caso todas las reacciones a comparar tienen igual estequeometría, por lo tanto la mayor o menor tendencia a dar productos solo dependerá del mayor o menor valor de la Constante de Equilibrio. De esta manera, el orden de tendencia a completar la reacción será:

Reacción I menor a la Reacción II menor a la Reacción III

b) Como cada uno de los ácidos ya están en solución, las reacciones representan entonces, como el agua logra mediante su capacidad dipolar produce la rotura del enlace covalente polar entre nitrógeno (I) u oxígeno (II) o fluor (III) con el hidrógeno en los distintos ácidos, es decir como el agua logra disociar los enlaces del hidrógeno con los diferentes elementos dentro de las sustancias. Por lo que denominaremos disociación a los procesos simbolizados por las distintas ecuaciones químicas (I, II y III) y estos pueden ser ordenados en forma creciente (de menor a mayor) como :

Ácido cianhídrico < Ácido acético < Ácido fluorhídrico.

c) Si la Reacción I.- que estábamos estudiando es:

I.- H2O (l) + HCN (ac) CN- (ac) + H3O+ (ac)

con la siguientes Ecuación de la Constante de Equilibrio según lo que hemos trabajo en la respuesta (O-5.a):

(Pregunta adicional: ¿porqué no aparece la concentración del agua?)

es lógico de pensar que la reacción inversa será aquella que tenga como reactantes los productos de la anterior (I.-) y como productos los reactantes:

CN- (ac) + H3O+ (ac) H2O (l) + HCN (ac)

la que al plantear la Ecuación de la Constante de equilibrio:

Por el solo hecho de comparación de los términos de concentraciones se llega a la conclusión que los valores de las Constantes de Equilibrio deberán estar relacionadas como:

Por el valor calculado se puede PRONOSTICAR, PREVER, que la reacción inversa es de aquellas que tienden a completarse ya que su Constante de Equilibrio es una valor muy grande.

Veamos las restantes:

Reacción II.-:

II.- H2O (l) + HO2C-CH3 (ac) H3C-CO2- (ac) + H3O+ (ac)

Con Ecuación de la Constante de Equilibrio:

Cuya reacción inversa es:

H3C-CO2- (ac) + H3O+ (ac) H2O (l) + HO2C-CH3 (ac)

La cual tiene como Ecuación de la Constante de Equilibrio:

Reacción III.-:

III.- H2O (l) + HF (ac) F- (ac) + H3O+ (ac)

Con Ecuación de la Constante de Equilibrio:

Cuya reacción inversa es:

H3C-CO2- (ac) + H3O+ (ac) H2O (l) + HO2C-CH3 (ac)

La cual tiene como Ecuación de la Constante de Equilibrio:

(Pregunta adicional: ¿porqué el resultado es 1,43*10+3 y no 1*10+3 o 1,4285714*10+3?)

Podemos ver que una reacción débil en un sentido es siempre fuerte en el sentido contrario.

 

7.) Con el objetivo de contestar las preguntas lo primero que haremos será escribir la ecuación química y su Ecuación de la Constante de Equilibrio:

N2O4(g) 2 NO2 (g)

a) Como nos pide el valor de la Kc, deberemos utilizar la primera de las ecuaciones ya que ella esta expresada en concentraciones. Así:

(Pregunta adicional: ¿porqué el resultado es 1,06*10-5 y no 1*10-5 o 1,06116*10-5?)

b) Dado que no tenemos los valores de las presiones en equilibrio no podemos calcular en forma directa el valor de Kp. Por los cual deberemos buscar una forma de convertir los valores de concentraciones a presiones o directamente el valor de Kc a Kp. Ya que sabemos algunas leyes de los gases, es posible que su aplicación nos de alguna información al respecto. Por ejemplo conocemos que la ley general de los gases relaciona la presión de cierto gas X y el volumen que ocupa con su numero de moles, la Constante Universal de los gases y la temperatura en grados Kelvin:

siendo el volumen V igual a para todos los gases que se encuentren. Es decir, que por un cambio de miembro de este factor podemos hacer un compactación de la ecuación disminuyendo incógnitas, ya que para el sistema gaseoso presente sabemos que tenemos dos gases a unas dadas concentraciones y a una dada temperatura (10°C º 283°K). Pero nada conocemos de sus presiones, ni de su volumen, ni de sus números de moles. Así, para cada gas podremos plantear:

Reconociendo que cuando estudiamos la Unidad N°4 (Soluciones) definimos el cociente entre el número de moles de una sustancia y el volumen en que esta contenida como la concentración de dicha sustancia, tendremos:

De esta manera con las concentraciones en equilibrio podríamos calcular las presiones en equilibrio colocando las concentraciones en equilibrio, no obstante dado que solo nos piden la Kp, podremos hacer algo más rápido si reemplazamos en la Kp la presiones por los indicados en las anteriores ecuaciones:

 

Donde el factor cociente de las concentraciones, dado que es igual a la forma de la Kc y como son las concentraciones en equilibrio el valor de será él que hemos calculado en el punto anterior:

(Pregunta adicional: ¿porqué el resultado es 2,46*10-4 y no 2*10-4 o 2,45983*10-4?)

 

###########################################################################################

Preguntas y Problemas adicionales:

*1.)La constante de equilibrio para la siguiente reacción es 50,0 a 400°C:

iodo(g) + hidrógeno(g) ioduro de hidrógeno(g)

calcule:

a)la constante de equilibrio para la reacción de ioduro de hidrógeno que produce yodo y hidrógeno

b)cual será la concentración de hidrógeno en equilibrio cuando la concentración en el equilibrio de ioduro de hidrógeno es 1,50 M y la de yodo de 0,200 M

Resultado:

a)la reacción propuesta es la inversa de la indicada como dato

R: 0,0200

b)

1)escribir la reacción e igualar:

I2(g) + H2(g)   2 HI(g)

2)Plantear la constante de equilibrio, reemplazar las concentraciones en equilibrio que se conocen y despejar:

 

 

R: [H2] = 0,225 M

 

 

*2.).-De acuerdo a la reacción:              dióxido de nitrógeno(g)  tetróxido de dinitrógeno(g)

y sabiendo que la Kp = 1,00*10+2atm-1, calcule las concentraciones en equilibrio cuando se colocan los gases a una presión de 1,00 atm

Resultado:

1)Escribir la reacción e igualar:

2 NO2(g) N2O4(g)

2)En las condiciones planteadas, encontrar la tendencia

 

3)Plantear las condiciones estequiométricas antes y despues de alcanzado el equilibrio

2 NO2(g)  N2O4(g)

  Inicial     1 atm                         1 atm                   

reaccionan   – X                          + 0,5 X                        

En equilibrio(balance)     1 - X                        1 + 0,5 X                                       

4)Plantear la constante de equilibrio y reemplazar las presiones

5)Se despeja la incognita

R: PNO2 = 0,120 atm; PN2O4 = 1,44 atm 

 

*3)Dada la siguiente ecuación química:

2 C(g) B(g)  +  A(g)

se realiza la experiencia que se muestra en la próxima figura:

indique justificando su respuesta:

a)¿El valor de la Kc es mayor, menor o igual a 1?

b)¿Cuál es el valor de Q a tiempo t = 0, mayor, menor o igual que Kc?

 

 

28/04/04 15:37:38