Conceptos teóricos básicos para comprender como evolucionara una reacción química hasta alcanzar el estado de equilibrio.

1. EL EQUILIBRIO QUÍMICOEL EQUILIBRIO QUÍMICO

2. Imaginemos un viaje en un colectivo
“especial” cuyos pasajeros son moléculas
de las sustancias A (rojas) y B(azules)
Salen de la terminal 4 moléculas de A y 4
de B
Imaginemos un viaje en un colectivo
“especial” cuyos pasajeros son moléculas
de las sustancias A (rojas) y B(azules)
Salen de la terminal 4 moléculas de A y 4
de B

3. En la primera parada baja 1 molécula
de A y una de B pero suben 1 nueva
molécula de A y 1 de B
En la primera parada baja 1 molécula
de A y una de B pero suben 1 nueva
molécula de A y 1 de B

4. Aunque efectivamente haya movimiento de
pasajeros, desde el punto de vista de cantidad y
tipo de pasajeros el sistema permanece
inalterado. Esta situación describe lo que se
conoce como equilibrio dinámico.
Aunque efectivamente haya movimiento de
pasajeros, desde el punto de vista de cantidad y
tipo de pasajeros el sistema permanece
inalterado. Esta situación describe lo que se
conoce como equilibrio dinámico.

5. A las reacciones que ocurren en un único
sentido, se las llama irreversibles
La mayoría de las reacciones ocurren en
ambos sentidos: reversibles.

6. La expresión matemática que
representa al Equilibrio Químico, se conoce como
Ley de Acción de Masas y se enuncia como: La
relación entre las concentraciones molares de los productos y los
reactivos,
elevadas a sus coeficientes estequiométricos.
Para cualquier reacción:
a A + b B c C + d D
Kc= [C]c
. [D]d
[A]a
. [B]b
kc (constante de equilibrio) es un valor
constante que solo depende de la
temperatura
¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las
La expresión matemática que
representa al Equilibrio Químico, se conoce como
Ley de Acción de Masas y se enuncia como: La
relación entre las concentraciones molares de los productos y los
reactivos,
elevadas a sus coeficientes estequiométricos.
Para cualquier reacción:
a A + b B c C + d D
Kc= [C]c
. [D]d
[A]a
. [B]b
kc (constante de equilibrio) es un valor
constante que solo depende de la
temperatura
¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las

7. En las reacciones en que
intervengan gases es mas sencillo medir
presiones parciales que concentraciones:
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
En las reacciones en que
intervengan gases es mas sencillo medir
presiones parciales que concentraciones:
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
Kp = Kc. (R T)Δn
siendo Δn:
moles de productos menos moles de reactivos

8. Si K <<< 1, entonces la reacción es muy reversible y se dice
que se encuentra desplazada a la
izquierda.
Por ejemplo, para la siguiente reacción:
2 HI (g) H2 (g) + I2 (g)
A 350°C el valor de kc=0,019, mientras que a 490 °C es de
0,022. Esto significa que a 490 °C, la reacción está más
desplazada hacia los productos; aunque a ambas
temperaturas la reacción directa es muy poco favorable, ya
que por ser kc menor que 1, en el equilibrio hay mayor
cantidad de reactivos que de productos.
Si K <<< 1, entonces la reacción es muy reversible y se dice
que se encuentra desplazada a la
izquierda.
Por ejemplo, para la siguiente reacción:
2 HI (g) H2 (g) + I2 (g)
A 350°C el valor de kc=0,019, mientras que a 490 °C es de
0,022. Esto significa que a 490 °C, la reacción está más
desplazada hacia los productos; aunque a ambas
temperaturas la reacción directa es muy poco favorable, ya
que por ser kc menor que 1, en el equilibrio hay mayor
cantidad de reactivos que de productos.

9. Si K >>> 1, la reacción tiene un
rendimiento alto y se dice que esta
desplazada a la derecha.
Por ejemplo, la formación de cloruro de
hidrógeno:
Cl2 + H2 2 HCl
A 27°C el valor de kc= 3,17 . 1016
, un valor
tan alto como para considerar la reacción
directa como prácticamente completa.
Si K >>> 1, la reacción tiene un
rendimiento alto y se dice que esta
desplazada a la derecha.
Por ejemplo, la formación de cloruro de
hidrógeno:
Cl2 + H2 2 HCl
A 27°C el valor de kc= 3,17 . 1016
, un valor
tan alto como para considerar la reacción
directa como prácticamente completa.

11. Variación de la concentración en el tiempoVariación de la concentración en el tiempo

12. en equilibrio. Si no lo está, es
de gran utilidad investigar
hacia dónde se desplazará
espontáneamente la reacción
para alcanzar ese equilibrio.
Para determinarlo se calcula el
cociente de
reacción(simbolizado con Qc)
que se calcula de manera
análoga a Kc, pero con las
en equilibrio. Si no lo está, es
de gran utilidad investigar
hacia dónde se desplazará
espontáneamente la reacción
para alcanzar ese equilibrio.
Para determinarlo se calcula el
cociente de
reacción(simbolizado con Qc)
que se calcula de manera
análoga a Kc, pero con las

13. Evolución hacia el equilibrio

14. PRINCIPIO DE LE CHATELIER
En 1898 el químico francés Henry
Louis Le Chatelier presentó su
principio de los equilibrios:
“Si a un sistema en equilibrio se le
produce una perturbación externa, el
sistema evolucionará de forma tal de
contrarrestar el efecto de esa
perturbación”
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
En 1898 el químico francés Henry
Louis Le Chatelier presentó su
principio de los equilibrios:
“Si a un sistema en equilibrio se le
produce una perturbación externa, el
sistema evolucionará de forma tal de
contrarrestar el efecto de esa
perturbación”

15. Pero…¿Qué tipo de perturbaciones
puede sufrir un sistema en equilibrio,
considerando el caso en que todas las
sustancias que participan son
gaseosas?
Pero…¿Qué tipo de perturbaciones
puede sufrir un sistema en equilibrio,
considerando el caso en que todas las
sustancias que participan son
gaseosas?
Cambios en las concentraciones de reactivos y/o
productos.
Cambios en la presión
Cambios en el volumen del recipiente
Cambios en la temperatura
Cambios en las concentraciones de reactivos y/o
productos.
Cambios en la presión
Cambios en el volumen del recipiente
Cambios en la temperatura

16. Cambios en las concentracionesCambios en las concentraciones
Si se agregan reactivos a un sistema en equilibrio, este
reaccionará de manera de contrarrestar ese cambio,
desplazándose hacia la formación de productos, y, al
contrario, el agregado de productos provocará la
evolución del sistema hacia los reactivos.
Cuando se quiere desplazar el equilibrio hacia la
formación de productos, es decir, favorecer la reacción
directa, es conveniente, además de agregar reactivos,
extraer los productos que se vayan formando, de
manera de seguir forzando al sistema a modificarse para
intentar retornar a la situación de equilibrio.

17. Equilibrios y cambios en la presiónEquilibrios y cambios en la presión
Cuando se producen cambios en la presión de un
sistema en equilibrio, por ejemplo, si aumenta, el
sistema se desplazará de forma tal de disminuir esa
elevación de la presión.
¿Pero cómo lo realiza?
Según la ecuación de los gases ideales
P = n R T/V
Si la temperatura y el volumen permanecen constantes,
la presión resulta directamente proporcional al número
de moles n.
Entonces P aumenta cuando aumenta n
Cuando se producen cambios en la presión de un
sistema en equilibrio, por ejemplo, si aumenta, el
sistema se desplazará de forma tal de disminuir esa
elevación de la presión.
¿Pero cómo lo realiza?
Según la ecuación de los gases ideales
P = n R T/V
Si la temperatura y el volumen permanecen constantes,
la presión resulta directamente proporcional al número
de moles n.
Entonces P aumenta cuando aumenta n

18. Veamos el siguiente ejemplo:
2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)
reactivos: 3 moles; productos: 2 moles
Si se aumenta la presión, el sistema
evolucionará para disminuirla, entonces se
desplazará hacia los productos ya que la
cantidad de moles es menor.
Cuando la suma de los coeficientes
estequiométricos de los productos es igual a la
de los reactivos, las variaciones en la presión
no alteran el equilibrio del sistema.
Veamos el siguiente ejemplo:
2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)
reactivos: 3 moles; productos: 2 moles
Si se aumenta la presión, el sistema
evolucionará para disminuirla, entonces se
desplazará hacia los productos ya que la
cantidad de moles es menor.
Cuando la suma de los coeficientes
estequiométricos de los productos es igual a la
de los reactivos, las variaciones en la presión
no alteran el equilibrio del sistema.

19. Equilibrio y cambios en el volumenEquilibrio y cambios en el volumen
Si la temperatura es constante, según la ley de
Boyle y Mariotte, el volumen y la presión de
un gas son inversamente proporcionales.
Entonces un aumento del volumen del
recipiente, se trata, según el principio de Le
Chatelier, como una disminución de la presión,
por lo que el sistema se desplazará hacia
donde se produzca un mayor número de
moles.

20. Temperatura, equilibrio y constantesTemperatura, equilibrio y constantes
Reacción exotérmica: se produce con liberación de
calor al medio.
Reacción endotérmica: toma calor del medio para
producirse.
Si una reacción es exotérmica hacia los productos, es
endotérmica hacia los reactivos y viceversa.
Si se aumenta la temperatura, el sistema se
desplazará hacia donde la reacción sea endotérmica.
Si se disminuye la temperatura, se desplazará
hacia donde la reacción sea exotérmica.

21. ¿Qué son los catalizadores?
Son sustancias que modifican la velocidad de las
reacciones químicas, aunque sin alterar el equilibrio.
A nivel industrial, es muy importante aumentar la
velocidad de los procesos químicos para reducir los
costos de obtención de los productos.
Muchas reacciones de producción de gases emplean
catalizadores metálicos, como el platino, el paladio y
el hierro; y los automóviles modernos vienen
equipados con dispositivos en los caños de escape,
llamados convertidores catalíticos, que facilitan la
conversión de gases tóxicos para el ambiente en
gases inocuos.
¿Qué son los catalizadores?
Son sustancias que modifican la velocidad de las
reacciones químicas, aunque sin alterar el equilibrio.
A nivel industrial, es muy importante aumentar la
velocidad de los procesos químicos para reducir los
costos de obtención de los productos.
Muchas reacciones de producción de gases emplean
catalizadores metálicos, como el platino, el paladio y
el hierro; y los automóviles modernos vienen
equipados con dispositivos en los caños de escape,
llamados convertidores catalíticos, que facilitan la
conversión de gases tóxicos para el ambiente en
gases inocuos.

22. Síntesis de amoníaco de Haber
El químico alemán Fritz Haber, con la
colaboración de Carl Bosch, desarrolló
un método económico para sintetizar
el gas amoníaco, por lo que recibió el
Premio Nobel de Química en 1918.
El amoníaco es muy importante para la
industria, porque es materia prima para la
obtención de desengrasantes para la cocina,
medicamentos, colorantes, fertilizantes, etc.
El amoníaco es muy importante para la
industria, porque es materia prima para la
obtención de desengrasantes para la cocina,
medicamentos, colorantes, fertilizantes, etc.

23. El proceso industrial global de
obtención de amoníaco, una reacción
exotérmica reversible, puede
representarse como:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
¿Cuáles serían las condiciones ideales
de reacción?
Temperaturas:………………………………
Presiones:……………………………………
Retirar productos o agregar?
El proceso industrial global de
obtención de amoníaco, una reacción
exotérmica reversible, puede
representarse como:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
¿Cuáles serían las condiciones ideales
de reacción?
Temperaturas:………………………………
Presiones:……………………………………
Retirar productos o agregar?

24. En la práctica se emplean:
Altas presiones, cercanas a las 500 atm
Temperatura de trabajo: relativamente
alta, (500 °C), ya que a pesar de que
desfavorece la reacción directa, con
temperaturas menores la velocidad de la
reacción es muy baja, las moléculas de los
reactivos demoran en encontrarse y chocar
eficazmente para convertirse en los
productos.
En la práctica se emplean:
Altas presiones, cercanas a las 500 atm
Temperatura de trabajo: relativamente
alta, (500 °C), ya que a pesar de que
desfavorece la reacción directa, con
temperaturas menores la velocidad de la
reacción es muy baja, las moléculas de los
reactivos demoran en encontrarse y chocar
eficazmente para convertirse en los
productos.