trabajo de equilibrio químico

1. Sepúlveda Ramos Jocelyn Itzel
Vega Roa Diana Vianey

2.  Es una reacción que nunca llega a
completarse, pues se produce
simultáneamente en ambos sentidos.
 los reactivos forman productos, y a su vez,
éstos forman de nuevo reactivos.

3.  El equilibrio químico se representa a través de una expresión
matemática llamada constante de equilibrio.
 En una reacción hipotética:
 aA + bB<——–> cC + dD
 La constante de equilibrio esta dado por:
 K = ( [D]d . [C]c ) / ( [A]a . [B]b ) (Las minúsculas estan
elevadas como potencia).
 La constante de equilibrio químico es igual al producto de las
concentraciones de los productos elevados a sus coeficientes
estequiométricos (c y d) dividido por el producto de las
concentraciones de los reactivos elevados a sus coeficientes
estequiométricos (a y b).

4.  El acontecimiento de una reacción química
está obligatoriamente relacionado con el
contacto entre moléculas reactivas y a una
energía mínima necesaria. Esta energía
mínima para el acontecimiento de la
reacción es llamada como energía de
activación

5.  se define como la cantidad mínima de
energía que hay que suministrar a un átomo
neutro gaseoso y en estado fundamental para
arrancarle el e- enlazado con menor fuerza,
es decir, mide la fuerza con la que está unido
el e- al átomo.

6.  Es una manera de medir la fuerza de un
enlace químico. Se puede definir como la
energía que se necesita para disociar un
enlace mediante homólisis.
 En el proceso de homólisis, el enlace
covalente se rompe y cada uno de los átomos
se queda con uno de los electrones que
formaban el enlace, formándose así radicales
libres, es decir, entidades químicas con
número impar de electrones.

7.  El calor de reacción: es el cambio de energía que
se presenta del rompimiento o formación de
enlaces químicos; se expresa generalmente en
términos de calorías o Kcal. Actualmente
también se utiliza el joule como medida de
energía cuando se habla de cambios químicos.
 El calor de reacción puede recibir diferentes
nombres según el tipo de cambio que se produce
en la reacción: calor de formación, calor de
combustión, calor de neutralización, etc.

9.  Es la unión que como resultado de las fuerzas
de carácter electrostático que se establecen
entre las moléculas, consigue mantenerlas
unidas en una red cristalina.
 Aunque hay diferentes tipos de fuerzas
intermoleculares, todas ellas tienen mucha
menor fortaleza que un enlace iónico o
covalente.

10.  “Son enlaces químicos que se forman entre
átomos…”
 Se define así al conjunto de interacciones
que mantienen unidos entre sí los átomos
y/o moléculas para dar lugar a estructuras
más estables. Así, la causa de que se
produzca un enlace es la búsqueda de
estabilidad.

11.  Una reacción exotérmica es aquella cuyo
valor de entalpía es negativo, es decir, el
sistema desprende o libera calor al entorno
(ΔH < 0).
 Una reacción endotérmica es aquella cuyo
valor de entalpía es positivo, es decir, el
sistema absorbe calor del entorno (ΔH > 0).

13.  Temperatura: pueden ser variables, ya que en
una reacción donde esta es endotérmica, si
calentamos la reacción esta se llevaría acabo
hasta el punto de encontrar la temperatura que
optimice el proceso, en cambio si lo que
hacemos es enfriar llegará un momento en el
que la reacción no se lleve acabo puesto que no
existe una energía posible para el proceso.

14.  Concentración: puede afectar la velocidad de
una reacción. Si disminuye uno de los
compuestos de las sustancias reaccionantes, el
equilibrio se desplazara hacia la derecha, en el
sentido de formación de los productos. Por el
contrario, si disminuye la concentración de
algunos de los compuestos de los productos de la
reacción, el equilibrio se desplazara hacia la
izquierda, en el sentido de la formación de las
sustancias reaccionantes.

15.  Presión: En una reacción química, si existe una
mayor presión en el sistema, ésta va a variar la
energía cinética de las moléculas. Entonces, si
existe una mayor presión, la energía cinética de
las partículas va a aumentar y la reacción se va a
volver más rápida; al igual que en los gases, que
al aumentar su presión aumenta también el
movimiento de sus partículas y, por tanto, la
rapidez de reacción es mayor.

16.  Superficie de contacto: al tener una mayor
área de exposición se aumenta igualmente el
número de átomos en contacto por parte de
los reactivos. Depende, sin embargo, en qué
tipo de fase se esté dando la reacción, de
modo que una reacción en estado sólido
efectivamente tiene un aumento en la
velocidad de reacción y cantidad de producto
al disminuir la distancia necesaria para la
difusión de las especies.

17.  Catalizador: La presencia de un catalizador
incrementa la velocidad de reacción (tanto
de las reacciones directa e inversa) al
proveer de una trayectoria alternativa con
una menor energía de activación.

18.  es un modelo para explicar los mecanismos de las
reacciones químicas.
 Según esta teoría para que se produzca una reacción deben
cumplirse tres condiciones:
 1. Las moléculas de los reactivos tienen que chocar entre
sí.
 2. Estos choques deben de producirse con energía
suficiente de forma que se puedan romper y formar
enlaces químicos.
 3. En el choque debe haber una orientación adecuada para
que los enlaces que se tienen que romper y formar estén a
una distancia y posición viable.

19.  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
 El término “perturbación” significa aquí un
cambio de concentración, presión, volumen o
temperatura que altera el estado de equilibrio
de un sistema. El principio de Le Châtelier se
utiliza para valorar los efectos de tales cambios.

20.  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.
 Hay dos tipos de variación con la temperatura:
aA + bB + Calor ←→ cC + dD
 En este otro caso, se aprecia que la disminución de
temperatura afecta a los reactivos, de manera que se
produce un desplazamiento del equilibrio hacia éstos
(←). En cambio, si aumenta la temperatura, el
equilibrio se desplazará hacia los productos (→).

21.  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. 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. A bajas temperaturas, la
reacción requiere más tiempo, ya que esas bajas
temperaturas reducen la movilidad de las
partículas involucradas.

22.  Concentración de reactivos y productos: Si se
aumenta la concentración de uno de los productos
de reacción, el sistema para contrarrestarlo,
evoluciona hacia la izquierda de la reacción, de
tal manera que la reacción neta consume la
sustancia añadida. Así, si aumentamos la
concentración de algún reactivo, el sistema, para
compensarlo, se desplazará hacia la derecha,
disminuyendo la concentración de los reactivos y
aumentando la de los productos.
 La variación de las concentraciones de las
sustancias que no intervienen en la expresión de
la constante de equilibrio, no modifica el
equilibrio.

23.  Los catalizadores: Los catalizadores son
importantes para los químicos que trabajan
para sintetizar nuevos productos o fabricar
los existentes de manera más eficiente. Al
pensar en cómo funcionan estos
catalizadores, es crucial darse cuenta de que
el catalizador no modifica el equilibrio de
una reacción química, sólo ayuda a que el
sistema llegue a él con mayor rapidez.