El documento trata sobre el equilibrio químico. Explica que el equilibrio químico ocurre cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales, de modo que no hay cambios netos en las concentraciones. También describe cómo se expresa matemáticamente la constante de equilibrio y cómo depende de factores como la temperatura. Además, analiza conceptos como la energía de activación, ionización, disociación y los diferentes tipos de enlaces.

1. EQUILIBRIO QUIMICO
Alum: HERRERA GOLZALEZ PABLO
Prof; Osvaldo Gracia
Grup: 785

2. ¿Qué es el equilibrio químico?
En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las
concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo.
Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia
adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones
directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en
cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio
dinámico.

3. ¿Cómo se expresa la constante de
equilibrio?
En el 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 equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en
determinadas condiciones de presión y del sistema, por lo que siempre tiene que especificarse.
Así, para una reacción reversible, se puede generalizar:
aA + bB cC + dD
[C]c [D]d
Keq = ▬▬▬▬
[A]a [B]b
En esta ecuación Keq es la constante de equilibrio para la reacción a una temperatura dada. Ésta
es una expresión matemática de la ley de acción de masas que establece: para una reacción
reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de
concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante Keq.
En el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos pueden variar, pero el valor de
Keq permanece constante si la temperatura no cambia.

4. De esta manera, el valor de la constante de equilibrio a una cierta temperatura nos sirve para predecir
el sentido en el que se favorece una reacción, hacia los reactivos o hacia los productos, por tratarse de
una reacción reversible.
Un valor de Keq > 1, indica que el numerador de la ecuación es mayor que el denominador, lo que
quiere decir que la concentración de productos es más grande, por lo tanto la reacción se favorece
hacia la formación de productos. Por el contrario, un valor de Keq < 1, el denominador es mayor que el
numerador, la concentración de reactivos es más grande, así, la reacción se favorece hacia los reactivos.
Conocer el valor de las constantes de equilibrio es muy importante en la industria, ya que a partir de
ellas se pueden establecer las condiciones óptimas para un proceso determinado y obtener con la
mayor eficiencia el producto de interés.
Cuando todos los reactivos y productos están en disolución, la constante de equilibrio se expresa en
concentración molar [moles/L]. Si se encuentran en fase gaseosa es más conveniente utilizar presiones
parciales (P). Los sólidos y los líquidos puros no intervienen en la constante, por considerar que su
concentración permanece constante. Generalmente al valor de la constante no se le ponen unidades.
[C]c [D]d
Keq = Kc = ▬▬▬▬
[A]a [B]b
(Pc)c (Pd)d
Keq = Kp = ▬▬▬▬
(Pa)a (Pb)b

5. Energía de activación
La energía de activación (E_a), es un término que introdujo Arrhenius en 1889 y se define matemáticamente
como:
E_a = RT^2 mathrm{d}ln(k)/mathrm{d}T ,
.
es decir, la derivada del logaritmo con base e de la constante de reacción respecto a la temperatura, multiplicada
por la constante de los gases y por la temperatura al cuadrado. Pudiendo ser la energía de activación un número
positivo o negativo.
La energía de activación (E_a), en química y biología es la energía mínima que necesita un sistema antes de poder
iniciar un determinado proceso. 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. La ecuación de Arrhenius proporciona la base
cuantitativa de la relación entre la energía de activación y la velocidad a la que se produce la reacción. El estudio
de las velocidades de reacción se denomina cinética química.

6. Un ejemplo particular es el que se da en la combustión de una sustancia. Por sí solos el combustible y el
comburente no producen fuego, es necesario un primer aporte de energía para iniciar la combustión
autosostenida. Una pequeña cantidad de calor aportada puede bastar para que se desencadene una
combustión, haciendo la energía calórica aportada el papel de energía de activación y por eso a veces a
la energía de activación se la llama entalpía de activación. Según el origen de este primer aporte de
energía se clasifica como: Químico: La energía química exotérmica desprende calor, que puede ser
empleado como fuente de ignición. Eléctrico: El paso de una corriente eléctrica o un chispazo produce
calor. Nuclear: La fusión y la fisión nuclear producen calor. Mecánico: Por compresión o fricción, la fuerza
mecánica de dos cuerpos puede producir calor. Las siguientes representaciones gráficas manifiestan
diferencias acerca de cómo la presencia de un catalizador (ejemplo una enzima en un proceso biológico)
disminuye la energía de activación debido a su complementariedad y por tanto provoca una disminución
en el tiempo requerido para que se forme el producto, o sea, aumenta la velocidad.

7. ¿Qué es la energía de la ionización y de disociación de
enlace? (La relación que hay entre energía de reacción y
rompimiento y formación de enlaces)
El resultado de la disociación y la ionización en soluciones que tienen una característica común: la liberación de
iones en el agua, pero el origen de estos iones es un proceso que es diferente de otra. Iónica o molecular:
Como sabemos, las sustancias están formadas por moléculas y estas moléculas por átomos . La forma se unen
los átomos entre sí es que lo va puede ser iónico o molecular. Cuando los bonos son los enlaces iónicos un
átomo (o grupo de átomos) transfieran permanentemente uno o más electrones a su ligando sí mismo,
convirtiéndose en un ion negativo y convertirlo en otro de iones positivos. Uno está cerca de otro por la
atracción magnética. En los enlaces moleculares o covalentes, los electrones se comparten entre los ligandos y
no los iones previamente formados. Los compuestos iónicos, o formadas por enlaces iónicos, ya tiene iones y,
cuando se coloca en la presencia de un solvente, o cuando fundido – líquido – que separa los iones positivos de
solvatación negativo es promovido por el disolvente o por el simple aumento de la distancia intermolecular.
Disociación iónica: En este caso, que ya existía y los iones separados solamente, que llamamos el proceso de
disociación iónica, porque todo lo que hicimos, una vez más, fue la de separar los iones pre-existentes. Este es
el caso de las sales y bases.
NaCl = Na + + Cl -
CaCO3 = Ca 2 + + CO 3 2 -
NaHCO3 = Na + + HCO 3 -
LiOH = Li + + OH -
Al (OH) 3 = Al 3 + + 3OH -
Importante: Los compuestos iónicos someterse a la disociación en la solución y cuando se derrita.

8. Ionización: Algunos compuestos moleculares, como los ácidos cuando se coloca en un disolvente son
“atacados” por el disolvente y terminan formando iones. Nota claramente que no hubo iones de la
molécula original. Cuando ella se colocó en la presencia de solventes, esto que por la fuerza magnética,
“extraer” una o más de sus átomos, pero en este caso, el átomo ha arrancado tener que salir de detrás
de un electrón, convirtiéndose en un ion. En tales casos, se dice que hubo una ionización como una
molécula que no había originalmente iones es tenerlos (libre en el disolvente). Este es el caso de los
ácidos.
HCl = H + + Cl -
H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2 -
H CCOOH 3 H = H + + 3> CCOO -
Importante: Las materias que se someten a la ionización molecular sólo lo hacen cuando en la solución.
El proceso no se produce cuando estas sustancias se funden. Lo que debe recordar. Sales y bases:
porque son compuestos iónicos, someterse a la disociación en solución o fundidos. Ácidos: compuestos
moleculares porque sufren de ionización en la solución.

10. Enlaces intermoleculares y enlaces
interatómicos
Intermoleculares. En principio se debe distinguir qué es un enlace químico, siendo éstas las fuerzas
que mantienen a los átomos unidos formando las moléculas. Y que existen dos tipos de enlaces
químicos, los enlaces covalentes (en donde los átomos comparten dos electrones) y las interacciones
débiles no covalentes (interacciones débiles entre iones, moléculas y entre partes de las moléculas). La
diferencia entre un enlace covalente e interacciones débiles no covalentes es que los enlaces
covalentes son los responsables de las estructuras primarias, definen la composición e identidad de
cada biopolímero y las "configuraciones" que adopta cada grupo molecular, mientras que las
interacciones débiles no covalentes son las responsables de la complejidad de las conformaciones que
caracterizan la arquitectura molecular de las macromoléculas biológicas y los complejos
supraestructurales, es decir, las interacciones intramoleculares (átomos o grupos moleculares dentro
de las macromoléculas) e intermoleculares, por lo que son fundamentales para las funciones
biológicas,1 pero puede ser mayor la molécula. Las interacciones débiles no covalentes se les llama
"débiles" porque representan la energía que mantienen unidas a las especies supramoleculares y que
son considerablemente más débiles que los enlaces covalentes. Las interacciones no covalentes
fundamentales son:
El enlace de hidrógeno (antiguamente conocido como puente de hidrógeno)
Las fuerzas de Van derWaals, que podemos clasificar a su vez en:
dipolo - dipolo.
dipolo - dipolo inducido.
Fuerzas de dispersión de London.

11. Interatómicos. “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. Los átomos
tienen tendencia a adquirir la configuración electrónica de un gas noble, ya que la configuración de los
electrones en estos elementos es más estable. Para conseguirlo juega con los electrones de valencia, que son los
electrones dispuestos en la capa más externa del átomo. Esto es inmediato para los átomos que sólo tienen
electrones s y p. Los elementos de transición tienen orbitales d, por tanto necesitarían diez electrones para
completarse y por ello estos elementos adquieren gran estabilidad con los orbitales d semi llenos (con cinco
electrones).
En general hay dos tipos de enlaces:
* Enlaces interatómicos ó intermoleculares: mediante este tipo de enlaces se unen entre sí conjunto sde átomos
para dar lugar a moléculas ó estructuras superiores a los átomos. En este tipo de enlaces se incluyen el iónico, el
covalente y el metálico.
Enlace iónico:
Se da entre átomos con energías de ionización y afinidades electrónicas muy diferentes. Esto permite que un
átomo de una pareja transfiera uno ó más electrones a su compañero. A partir de la configuración electrónica se
puede deducir la capacidad para ceder ó aceptar electrones.
Así, un metal alcalino puede ceder un electrón y transformarse en un catión con un gasto de energía igual a la
energía de ionización.
Pero un halógeno puede captar un electrón transformándose en un anión y cediendo una energía igual a su
afinidad electrónica.
El enlace iónico se da entre átomos con electronegatividades muy diferentes. Tiene lugar una transferencia de
electrones desde el elemento menor electronegativo al más electronegativo, formándose los iones respectivos,
que se unirán por fuerzas electrostáticas.

12. Reacción exotérmica y
endotérmica, según la energía
liberada Se denomina reacción exotérmica a 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. La reacción contraria, que
consume energía, se denomina 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.
Las reacciones endotérmicas y especialmente las relacionadas con el amoníaco impulsaron una
próspera industria de generación de hielo a principios del siglo XIX. Actualmente el frío industrial se
genera con electricidad en máquinas frigoríficas.

14. Factores que afectan la rapidez de una reacción química:
Temperatura, concentración, presión, superficie de contacto,
catalizadores.
La temperatura es una magnitud física que refleja la cantidad de calor, ya sea de un cuerpo, de un
objeto o del ambiente. Dicha magnitud está vinculada a la noción de frío (menor temperatura) y
caliente (mayor temperatura). En química, la concentración de una disolución es la proporción o
relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente, donde el soluto es la sustancia
que se disuelve, el disolvente la sustancia que disuelve al soluto, y la disolución es el resultado de la
mezcla homogénea de las dos anteriores. A menor proporción de soluto disuelto en el disolvente,
menos concentrada está la disolución, y a mayor proporción más concentrada está. La presión (símbolo
p)1 2 es una magnitud física que mide la proyección de la fuerza en dirección perpendicular por unidad
de superficie, y sirve para caracterizar cómo se aplica una determinada fuerza resultante sobre una
línea. En el Sistema Internacional de Unidades la presión se mide en una unidad derivada que se
denomina pascal (Pa) que es equivalente a una fuerza total de un newton actuando uniformemente en
un metro cuadrado. En el Sistema Inglés la presión se mide en libra por pulgada cuadrada (pound per
square inch o psi) que es equivalente a una fuerza total de una libra actuando en una pulgada cuadrada.
Superficie de contacto: Al aumentar la superficie de contacto entre los reactantes se incrementa la
velocidad de la reacción, ya que al aumenta la probabilidad de choques entre sus particulas. (EJ: un
solido molido reacciona más rápido que uno entero). La catálisis es el proceso por el cual se aumenta la
velocidad de una reacción química, debido a la participación de una sustancia llamada catalizador y las
que desactivan la catálisis son denominados inhibidores. Un concepto importante es que el catalizador
no se modifica durante la reacción química, lo que lo diferencia de un reactivo.

15. Teoría de las colisiones
La teoría de las colisiones es una teoría propuesta por Max Trautz1 y William Lewis en 1916 y 1918,
que explica cualitativamente cómo ocurren las reacciones químicas y porqué las velocidades de
reacción difieren para diferentes reacciones.2 Para que una reacción ocurra las partículas
reaccionantes deben colisionar. Solo una cierta fracción de las colisiones totales causan un cambio
químico; estas son llamadas colisiones exitosas. Las colisiones exitosas tienen energía suficiente
(energía de activación) al momento del impacto para romper los enlaces existentes y formar nuevos
enlaces, resultando en los productos de la reacción. El incrementar la concentración de los reactivos y
aumentar la temperatura lleva a más colisiones y por tanto a más colisiones exitosas, incrementando la
velocidad de la reacción. Cuando un catalizador está involucrado en la colisión entre las moléculas
reaccionantes, se requiere una menor energía para que tome lugar el cambio químico, y por lo tanto
más colisiones tienen la energía suficiente para que ocurra la reacción. La velocidad de reacción por lo
tanto también se incrementa. La teoría de las colisiones está cercanamente relacionada con la cinética
química. La constante de velocidad para una reacción bimolecular en fase gaseosa, como la predice la
teoría de las colisiones es:
k(T) = Z rho exp left( frac{-E_{a}}{RT} right).
La frecuencia de colisión es:
Z = N_A sigma_{AB} sqrt frac{8 k_B T}{pi mu_{AB}}

16. Principio de Le Châtelier ¿Cómo afecta el equilibrio de una
reacción química, la temperatura, presión, concentración de
reactivos y productos, y catalizadores?
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
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.
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. Con respecto a su representación mediante una ecuación estequiométrica, diremos que el
equilibrio se desplazará a un lado o al otro de esa ecuación (en dirección a un miembro o al otro).
Por ejemplo, si aumenta la concentración de yoduro de hidrógeno en la reacción representada así:
H2 + I2 ←→ 2 HI
habrá más yoduro de hidrógeno que se transforme en moléculas de hidrógeno y de yodo que lo
contrario, y, según esa representación, diremos que esa reacción se desplazará a la izquierda.

17. 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 (→).
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.