prueba

1. Las reacciones químicas
Cinética y equilibrio

2. Analizando la
concentración en
función del tiempo
• Para el estudio de las
velocidades de reacción
se toman muestras
sucesivas a distintos
tiempos, midiendo como
disminuye la
concentración de los
reactivos mientras
aumenta la concentración
de los productos (I)
• Al final se alcanza la
condición de equilibrio
dinámico (II)
I II

3. En la porción CINETICA:
el valor de las concentraciones cambia con el tiempo y
puede estudiarse cómo según el orden de cada reacción
Para una reacción cualquiera A B
-Δ[A]/Δt = - d[A]/dt = k.[A]x
= Velocidad de reacción
Si esta reacción tuviera
• Ley de velocidad de orden cero x = 0 , [A]o
= 1
entonces d[A] = -k. dt y resulta [A] = - k.t
[A]A0
A
=- k.t 0
t
es proporcional a t y Velocidad = K
• Ley de velocidad de orden uno x = 1 , [A]1
=[A]
La función “Velocidad vs. t” resulta ser V = k.[A]
La función “Conc vs. t” resulta ser ln[A]A0
A
=- k.t 0
t

4. Qué ocurre
luego?
Parece que no
ocurre nada más
La reacción terminó ?
En muchas reacciones se
observa que queda
bastante reactivo sin

5. Reacciones reversibles
• Todas las reacciones químicas son reversibles
(se descubrió en las reacciones incompletas)
• Esto significa que la reacción directa (como está
escrita la ecuación) y la reacción inversa están
sucediendo simultáneamente.
A + B C + D
A + B C + D
C + D A + B
• Cuando las velocidades de ambas reacciones
se igualan se alcanza el equilibrio químico.
v2
v1

6. El equilibrio químico
Alcanzar el equilibrio químico requiere
• Estar presentes (conservar) los productos que
se van formando: para que la reacción inversa
adquiera su importancia.
• Condiciones constantes de presión, volumen y
temperatura: si estas varían se alcanzará otra
condición ó estado de equilibrio.
• Al equilibrio químico puede llegarse en distintos
grados de desarrollo ó avance en cada
reacción: ya sea se haya formado poco
producto, ya sea que se haya formado tanto
producto que parezca que la reacción se
completó: sólo dependerá de la naturaleza
energética de los productos respecto a la de los
reactivos.

7. El punto de equilibrio químico
• Es una composición particular de moles
de reactivos y productos donde el sistema
tiene la menor energía total (denominada
energía libre) a esa presión y
temperatura.
• Por eso: tanto si reaccionan los reactivos
en la reacción directa ó si (en otro
experimento) reaccionan los productos en
la reacción inversa, llegarán al mismo
punto de equilibrio a esa presión y
temperatura.

8. Esquema de energías totales en la
coordenada de una reacción reversible
Reacción
directa
La posición de equilibrio
puede estar cerca de los
productos (la reacción
se completa bastante) ó
cerca de los reactivos (la
reacción llega al
equilibrio con obtención
de poco producto).
En ese caso la reacción
de los productos para
dar los reactivos es la
que se completa mucho.
Reacción
inversa
Posición de
equilibrio

9. La Ley de Acción de Masas
• Guldberg y Waage descubrieron la relación
constante entre las concentraciones molares de
los reactivos y productos en el punto de equilibrio.
• Ese valor es constante y los relaciona.
K la constante de equilibrio de la reacción,
se calcula como el cociente entre las
concentraciones molares de los productos en el
equilibrio, sobre las concentraciones molares de
los reactivos en el equilibrio, cada una elevada a
su coeficiente estequiométrico. Esta ecuación
lleva el nombre de Ley de Acción de Masas.
• Las concentraciones de los reactivos y productos
en el equilibrio, permanecen constantes en el
tiempo (a P y T constantes)

10. La Ley de Acción de Masas
Supongamos una reacción general
aA + bB cC + dD
Su constante de equilibrio vendrá dada por

11. Algunos ejemplos y observaciones
1) Las concentraciones molares que
aparecen en K son las del equilibrio.
2) K es constante si T es constante.
Si la temperatura cambia, K cambia.
3) K no depende de la concentración inicial
de los reactivos y no tiene unidades.
4) Los equilibrios ocurren en fase
homogénea (dentro de la misma fase).
Por eso las sustancias puras en otra fase
(Ej: el Carbono sólido) no se escriben en
K de equilibrio (aunque cambien sus
moles , su concentración es su relación
masa / volumen que es δ , constante,
queda incluida en la K)
5) En el caso que en la reacción participe el
solvente (que está en proporción muy
superior) y también se considera
constante.

12. El equilibrio y la K de equilibrio en
reacciones gaseosas
• Para los gases ideales la presión es
directamente proporcional a la
concentración molar M, a temperatura
constante y con el volumen expresado en
litros.
P. V = n. R. T P= R.T n/ V = R.T. M = P
• La constante de equilibrio de una reacción
en fase gaseosa puede expresarse en
función de las concentraciones molares de
cada producto ó reactivo (Kc) ó sino también
en función de las presiones parciales de

13. Relación entre Kc y Kp
• Demostrar con la ecuación de Kc y P = R.T.M
que
Si la variación de los moles gaseosos es cero en la reacción Kc = Kp

14. El valor de K
Indica : si la reacción se completa mucho ó no tal como está
escrita (si hay gran obtención de productos ). Si el valor de
K es grande, la posición de equilibrio está hacia los
productos (el numerador es grande) y lo contrario si K es
chica. Recordar que K = 1 / K
Cálculo de Kc
Se analiza la concentración en el equilibrio de alguno de
los productos ó reactivos. Las demás pueden calcularse
de la relación estequiométrica
En la Ley de Acción de Masas, para calcular Kc aplicar
todas las concentraciones de equilibrio, cada una
elevada a su coeficiente

15. Uso de Kc para el cálculo de las
concentraciones en el equilibrio
- Se sabe que la Kc de la descomposición del HI gaseoso
vale 0,022 a cierta temperatura. Si se parte de HI 0,6 M
¿cuáles serán las concentraciones molares del HI , I2 y de
H2 en el equilibrio a esa T?

16. El cociente de reacción
• Se denomina Q
• Se calcula de una ecuación de la misma “forma” que la
constante de equilibrio K, pero en lugar de usar las
concentraciones en el equilibrio se utilizan los datos
numéricos iniciales de una reacción ó mezcla de
sustancias.
• Si el cociente Q resulta menor que el valor K para esa
reacción, el sistema evolucionará hacia el valor K, hacia
el equilibrio, y lo hará aumentando el numerador del
cociente (los productos) la reacción evoluciona así
• Si el cociente Q resulta mayor que el valor K para esa
reacción, el sistema evolucionará siempre hacia el valor
K, hacia el equilibrio, y lo hará disminuyendo el
numerador del cociente es decir los productos y
aumentando reactivos, la reacción evoluciona así

17. Perturbación del equilibrio logrado
• Una vez establecido un equilibrio, si se realiza
sobre él cualquier acción que lo perturbe (agregar
ó quitar reactivos ó productos, cambiar la presión ,
el volumen ó la temperatura) la reacción reversible
progresará hacia la dirección que contrarreste la
perturbación realizada.
• Este importante principio
siempre se cumple. Se llama
el principio de Le Chatelier y
tiene aplicación en todo
proceso de equilibrio, físico ó
químico, biológico ó industrial