El documento explica conceptos clave relacionados con el equilibrio químico, incluyendo la definición de equilibrio químico, cómo se expresa la constante de equilibrio, factores que afectan la velocidad de reacción, y el principio de Le Châtelier.

1. Balbuena García Carolina

2. ¿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.

3. ¿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.

4. 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.

5. 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

6. 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).

7. 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.

8. 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.

9. 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

10. Grafica de energía potencial
y el transcurso de una reacción

11. 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.


12. 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.

13. 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.

14.  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.