Todas las reacciones químicas se pueden dividir en dos grupos: reacciones irreversibles y reversibles. Las reacciones irreversibles continúan hasta su finalización, hasta que uno de los reactivos se consume por completo. Las reacciones reversibles no llegan a completarse: en una reacción reversible, ninguno de los reactivos se consume por completo. Esta diferencia se debe a que una reacción irreversible sólo puede ocurrir en una dirección. Una reacción reversible puede ocurrir tanto en dirección directa como inversa.
Veamos dos ejemplos.
Ejemplo 1. La interacción entre zinc y ácido nítrico concentrado se produce según la ecuación:
Con una cantidad suficiente de ácido nítrico, la reacción sólo finalizará cuando todo el zinc se haya disuelto. Además, si intenta llevar a cabo esta reacción en la dirección opuesta (pasando dióxido de nitrógeno a través de una solución de nitrato de zinc, entonces el zinc metálico y el ácido nítrico no funcionarán), esta reacción no puede proceder en la dirección opuesta. Por tanto, la interacción del zinc con el ácido nítrico es una reacción irreversible.
Ejemplo 2. La síntesis de amoníaco se realiza según la ecuación:
Si mezcla un mol de nitrógeno con tres moles de hidrógeno, crea condiciones en el sistema que sean favorables para que ocurra la reacción y, después de un tiempo suficiente, analiza la mezcla de gases, los resultados del análisis mostrarán que no solo la reacción El producto (amoníaco) estará presente en el sistema, pero también las sustancias iniciales (nitrógeno e hidrógeno). Si ahora, en las mismas condiciones, no se coloca como sustancia de partida una mezcla de nitrógeno e hidrógeno, sino amoníaco, entonces será posible encontrar que parte del amoníaco se descompondrá en nitrógeno e hidrógeno, y la relación final entre la Las cantidades de las tres sustancias serán las mismas que en ese caso, cuando se parte de una mezcla de nitrógeno e hidrógeno. Por tanto, la síntesis de amoníaco es una reacción reversible.
En ecuaciones de reacciones reversibles, se pueden utilizar flechas en lugar del signo igual; simbolizan la reacción que ocurre tanto en dirección directa como inversa.
En la figura. La Figura 68 muestra el cambio en las tasas de reacciones directas e inversas a lo largo del tiempo. Al principio, cuando se mezclan las sustancias de partida, la velocidad de la reacción directa es alta y la velocidad de la reacción inversa es cero. A medida que avanza la reacción, las sustancias de partida se consumen y sus concentraciones disminuyen.
Arroz. 63. Cambio en la velocidad de las reacciones directas e inversas a lo largo del tiempo.
Como resultado, la velocidad de la reacción directa disminuye. Al mismo tiempo, aparecen productos de reacción y aumenta su concentración. Como resultado, comienza a ocurrir una reacción inversa y su velocidad aumenta gradualmente. Cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan, se produce el equilibrio químico. Así, en el último ejemplo, se establece un equilibrio entre nitrógeno, hidrógeno y amoníaco.
El equilibrio químico se llama equilibrio dinámico. Esto enfatiza que en el equilibrio ocurren reacciones directas e inversas, pero sus velocidades son las mismas, como resultado de lo cual los cambios en el sistema no son perceptibles.
Una característica cuantitativa del equilibrio químico es un valor llamado constante de equilibrio químico. Considérelo usando el ejemplo de la reacción de síntesis de yoduro-hidrógeno:
Según la ley de acción de masas, las velocidades de reacciones directas e inversas se expresan mediante las ecuaciones:
En el equilibrio, las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales entre sí, por lo tanto
La relación entre las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa también es una constante. Se llama constante de equilibrio de esta reacción (K):
Desde aquí finalmente
En el lado izquierdo de esta ecuación están las concentraciones de sustancias que interactúan y que se establecen en equilibrio: concentraciones de equilibrio. El lado derecho de la ecuación es una cantidad constante (a temperatura constante).
Se puede demostrar que en el caso general de una reacción reversible.
la constante de equilibrio quedará expresada por la ecuación:
Aquí, las letras grandes indican las fórmulas de sustancias y las letras pequeñas indican coeficientes en la ecuación de reacción.
Por tanto, a temperatura constante, la constante de equilibrio de una reacción reversible es un valor constante que muestra la relación entre las concentraciones de los productos de reacción (numerador) y las sustancias de partida (denominador) que se establece en el equilibrio.
La ecuación de la constante de equilibrio muestra que en condiciones de equilibrio, las concentraciones de todas las sustancias que participan en la reacción están relacionadas entre sí. Un cambio en la concentración de cualquiera de estas sustancias implica cambios en las concentraciones de todas las demás sustancias; como resultado, se establecen nuevas concentraciones, pero la relación entre ellas nuevamente corresponde a la constante de equilibrio.
El valor numérico de la constante de equilibrio, en una primera aproximación, caracteriza el rendimiento de una reacción determinada. Por ejemplo, cuando el rendimiento de la reacción es alto, porque en este caso
es decir, en equilibrio, las concentraciones de los productos de reacción son mucho mayores que las concentraciones de las sustancias de partida, y esto significa que el rendimiento de la reacción es alto. Cuando (por una razón similar) el rendimiento de la reacción es bajo.
En el caso de reacciones heterogéneas, la expresión de la constante de equilibrio, así como la expresión de la ley de acción de masas (ver § 58), incluye las concentraciones de únicamente aquellas sustancias que se encuentran en fase gaseosa o líquida. Por ejemplo, para la reacción
la constante de equilibrio tiene la forma:
El valor de la constante de equilibrio depende de la naturaleza de las sustancias que reaccionan y de la temperatura. No depende de la presencia de catalizadores. Como ya se mencionó, la constante de equilibrio es igual a la relación entre las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa. Dado que el catalizador cambia la energía de activación de las reacciones directa e inversa en la misma cantidad (ver § 60), no afecta la relación de sus constantes de velocidad.
Por tanto, el catalizador no afecta el valor de la constante de equilibrio y, por tanto, no puede aumentar ni disminuir el rendimiento de la reacción. Sólo puede acelerar o ralentizar el inicio del equilibrio.
DEFINICIÓN
reacción química Se denominan transformaciones de sustancias en las que se produce un cambio en su composición y (o) estructura.
La reacción es posible con una proporción favorable de factores de energía y entropía. Si estos factores se equilibran entre sí, el estado del sistema no cambia. En tales casos se dice que el sistema está en equilibrio.
Las reacciones químicas que se desarrollan en una dirección se denominan irreversibles. La mayoría de las reacciones químicas son reversibles. Esto significa que en las mismas condiciones se producen reacciones directas e inversas (especialmente cuando hablamos de sistemas cerrados).
El estado del sistema en el que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa se llama equilibrio químico. . En este caso, las concentraciones de reactivos y productos de reacción permanecen sin cambios (concentraciones de equilibrio).
Constante de equilibrio
Considere la reacción para producir amoníaco:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2 NH 3 (g)
Anotemos expresiones para calcular las velocidades de reacciones directas (1) e inversas (2):
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Las velocidades de reacción directa e inversa son iguales, por lo tanto podemos escribir:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
La razón de dos cantidades constantes es una cantidad constante. La constante de equilibrio es la relación entre las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa.
k = 2/3
Expresada en términos generales, la constante de equilibrio es:
mA + nB ↔ pC +qD
К = [C] p [D] q / [A] m [B] n
La constante de equilibrio es la relación entre los productos de las concentraciones de los productos de reacción elevados a potencias iguales a sus coeficientes estequiométricos y el producto de las concentraciones de las sustancias de partida elevadas a potencias iguales a sus coeficientes estequiométricos.
Si K se expresa en términos de concentraciones de equilibrio, lo más frecuente es que se denote como Ks. También es posible calcular K para los gases a través de sus presiones parciales. En este caso, K se denota como K r. Existe una relación entre Kc y Kr:
K p = K s × (RT) Δn,
donde Δn es el cambio en el número de todos los moles de gases durante la transición de reactivos a productos, R es la constante universal de los gases.
K no depende de la concentración, presión, volumen y presencia de un catalizador y depende de la temperatura y la naturaleza de los reactivos. Si K es mucho menor que 1, entonces hay más materiales de partida en la mezcla, y si K es mucho mayor que 1, hay más productos en la mezcla.
Equilibrio heterogéneo
Considere la reacción
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
La expresión de la constante de equilibrio no incluye las concentraciones de los componentes en la fase sólida, por lo tanto
El equilibrio químico ocurre en presencia de todos los componentes del sistema, pero la constante de equilibrio no depende de las concentraciones de sustancias en la fase sólida. El equilibrio químico es un proceso dinámico. K da información sobre el progreso de la reacción y ΔG da información sobre su dirección. Están interconectados por la relación:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × logK
Cambio en el equilibrio químico. El principio de Le Chatelier
Desde el punto de vista de los procesos tecnológicos, las reacciones químicas reversibles no son rentables, ya que es necesario tener conocimiento de cómo aumentar el rendimiento del producto de reacción, es decir. es necesario aprender a desplazar el equilibrio químico hacia los productos de reacción.
Consideremos una reacción en la que es necesario aumentar el rendimiento de amoníaco:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g), ΔН< 0
Para cambiar el equilibrio hacia la reacción directa o inversa, es necesario utilizar El principio de Le Chatelier: si un sistema que está en equilibrio se ve afectado por algún factor externo (aumento o disminución de temperatura, presión, volumen, concentración de sustancias), entonces el sistema contrarresta esta influencia.
Por ejemplo, si se aumenta la temperatura en un sistema en equilibrio, entonces de 2 reacciones posibles se producirá la que será endotérmica; si aumenta la presión, el equilibrio se desplazará hacia una reacción con una mayor cantidad de moles de sustancias; si se reduce el volumen en el sistema, entonces el cambio de equilibrio tendrá como objetivo aumentar la presión; Si aumenta la concentración de una de las sustancias de partida, de 2 reacciones posibles, se producirá la que conducirá a una disminución en la concentración de equilibrio del producto.
Entonces, en relación con la reacción considerada, para aumentar el rendimiento de amoníaco, es necesario aumentar las concentraciones de las sustancias de partida; bajar la temperatura, ya que la reacción directa es exotérmica, aumentar la presión o disminuir el volumen.
Ejemplos de resolución de problemas
EJEMPLO 1
Muy a menudo, las reacciones químicas se desarrollan de tal manera que los reactivos primarios se convierten completamente en productos de reacción. Por ejemplo, si pone un gránulo de zinc en ácido clorhídrico, entonces con una cierta (suficiente) cantidad de ácido la reacción continuará hasta que el zinc se disuelva por completo de acuerdo con la ecuación: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2.
Si esta reacción se lleva a cabo en la dirección opuesta, es decir, se pasa hidrógeno a través de una solución de cloruro de zinc, se forma zinc metálico; esta reacción no puede ocurrir en la dirección opuesta, por lo que es irreversible.
Una reacción química, como resultado de la cual las sustancias primarias se convierten casi por completo en productos finales, se denomina irreversible.
Tales reacciones incluyen reacciones tanto heterogéneas como homogéneas. Por ejemplo, reacciones de combustión de sustancias simples: metano CH4, disulfuro de carbono CS2. Como ya sabemos, las reacciones de combustión son reacciones exotérmicas. En la mayoría de los casos, las reacciones exotérmicas incluyen reacciones compuestas, por ejemplo, la reacción de apagado con cal: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q (se libera calor).
Sería lógico suponer que las reacciones endotérmicas incluyen reacciones inversas, es decir. reacción de descomposición. Por ejemplo, la reacción de quemar piedra caliza: CaCo 3 = CaO + CO 2 – Q (se absorbe calor).
Hay que recordar que el número de reacciones irreversibles no es tan grande.
Las reacciones homogéneas (entre soluciones de sustancias) son irreversibles si ocurren con la formación de un producto gaseoso insoluble o agua. Esta regla se llama "regla de Berthollet". Realicemos un experimento. Tomemos tres tubos de ensayo y vertamos en ellos 2 ml de solución de ácido clorhídrico. Agregue 1 ml de solución alcalina de frambuesa coloreada con fenolftaleína al primer recipiente, perderá color como resultado de la reacción: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
Agregue 1 ml de solución de carbonato de sodio al segundo tubo de ensayo; veremos una reacción de ebullición violenta, causada por la liberación de dióxido de carbono: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2.
Añadimos unas gotas de nitrato de plata al tercer tubo de ensayo y vemos como en él se ha formado un precipitado blanquecino de cloruro de plata: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.
La mayoría de las reacciones son reversibles. No hay muchas reacciones irreversibles.
Las reacciones químicas que pueden ocurrir simultáneamente en dos direcciones opuestas (hacia adelante y hacia atrás) se denominan reversibles.
Echemos 3 ml de agua en un tubo de ensayo y agreguemos algunos trozos de tornasol, y luego comencemos a pasar a través de él, usando un tubo de salida de gas, el dióxido de carbono que sale de otro recipiente, que se forma debido a la interacción del mármol y el clorhídrico. ácido. Después de un tiempo veremos que el tornasol morado se vuelve rojo, esto indica la presencia de ácido. Obtuvimos ácido carbónico frágil, que se formó combinando dióxido de carbono y agua: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.
Dejemos esta solución en el trípode. Después de un tiempo, notaremos que la solución se ha vuelto violeta. El ácido se descompuso en sus componentes originales: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2.
Este proceso ocurrirá mucho más rápido si calentamos la solución de ácido carbónico. Por lo tanto, hemos descubierto que la reacción para producir ácido carbónico puede ocurrir tanto en dirección directa como inversa, lo que significa que es reversible. La reversibilidad de una reacción se indica por escrito mediante dos flechas de direcciones opuestas: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .
Entre las reacciones reversibles que subyacen a la producción de importantes productos químicos, damos como ejemplo la reacción de síntesis de óxido de azufre (VI) a partir de óxido de azufre (IV) y oxígeno: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
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Las reacciones químicas que ocurren en una dirección se llaman irreversible.
La mayoría de los procesos químicos son reversible. Esto significa que en las mismas condiciones se producen reacciones directas e inversas (especialmente si hablamos de sistemas cerrados). 
Por ejemplo:
a) reacción
en un sistema abierto irreversible;
b) la misma reacción
en un sistema cerrado reversible.
Equilibrio químico
Consideremos con más detalle los procesos que ocurren durante reacciones reversibles, por ejemplo, para una reacción condicional:
Basado en la ley de acción de masas. tasa de reacción directa:
Dado que las concentraciones de las sustancias A y B disminuyen con el tiempo, la velocidad de la reacción directa también disminuye.
La aparición de productos de reacción significa la posibilidad de una reacción inversa y, con el tiempo, las concentraciones de las sustancias C y D aumentan, lo que significa que la velocidad de reacción inversa.
Tarde o temprano se alcanzará un estado en el que las velocidades de reacciones directas e inversas serán iguales = .
El estado del sistema en el que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa se llama equilibrio químico.
En este caso, las concentraciones de reactivos y productos de reacción permanecen sin cambios. Se llaman concentraciones de equilibrio. A nivel macro, parece que en general nada está cambiando. Pero, de hecho, tanto el proceso de avance como el de retroceso continúan ocurriendo, pero a la misma velocidad. Por tanto, dicho equilibrio en el sistema se denomina móvil y dinámico.
Denotamos las concentraciones de equilibrio de las sustancias [A], [B], [C], [D]. Entonces desde = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , dónde
donde α, β, γ, δ son exponentes, igual a los coeficientes en la reacción reversible; K igual - constante de equilibrio químico.
La expresión resultante describe cuantitativamente estado de equilibrio y es una expresión matemática de la ley de acción de masas para sistemas en equilibrio.
A temperatura constante, la constante de equilibrio es valor constante para una reacción reversible dada. Muestra la relación entre las concentraciones de los productos de reacción (numerador) y las sustancias de partida (denominador), que se establece en el equilibrio.
Las constantes de equilibrio se calculan a partir de datos experimentales, determinando las concentraciones de equilibrio de las sustancias de partida y los productos de reacción a una determinada temperatura.
El valor de la constante de equilibrio caracteriza el rendimiento de los productos de reacción y la integridad de su progreso. Si obtenemos K » 1, esto significa que en equilibrio [C] γ [D] δ " [A] α [B] β , es decir, las concentraciones de los productos de reacción prevalecen sobre las concentraciones de las sustancias de partida y el rendimiento de los productos de reacción es grande.
Para K igual a «1, el rendimiento de los productos de reacción es correspondientemente bajo. Por ejemplo, para la reacción de hidrólisis del éster etílico del ácido acético.
constante de equilibrio:
a 20 °C tiene un valor de 0,28 (es decir, menos de 1).
Esto significa que una porción significativa del éster no fue hidrolizada.
En el caso de reacciones heterogéneas, la expresión de la constante de equilibrio incluye las concentraciones de únicamente aquellas sustancias que se encuentran en fase gaseosa o líquida. Por ejemplo, para la reacción
La constante de equilibrio se expresa de la siguiente manera:
El valor de la constante de equilibrio depende de la naturaleza de los reactivos y de la temperatura.
La constante no depende de la presencia de un catalizador., ya que cambia la energía de activación de las reacciones directa e inversa en la misma cantidad. El catalizador sólo puede acelerar el inicio del equilibrio sin afectar el valor de la constante de equilibrio.
El estado de equilibrio se mantiene indefinidamente en condiciones externas constantes: temperatura, concentración de sustancias de partida, presión (si los gases participan en la reacción o se forman).
Al cambiar estas condiciones, es posible transferir el sistema de un estado de equilibrio a otro que cumpla con las nuevas condiciones. Esta transición se llama desplazamiento o cambio de equilibrio.
Consideremos diferentes formas de cambiar el equilibrio usando el ejemplo de la reacción entre nitrógeno e hidrógeno para formar amoníaco:
Efecto de cambiar la concentración de sustancias.
Cuando se añaden nitrógeno N2 e hidrógeno H2 a la mezcla de reacción, la concentración de estos gases aumenta, lo que significa la velocidad de reacción directa aumenta. El equilibrio se desplaza hacia la derecha, hacia el producto de reacción, es decir, hacia el amoniaco NH 3.
norte 2 +3H 2 → 2NH 3
Se puede llegar a la misma conclusión analizando la expresión de la constante de equilibrio. A medida que aumenta la concentración de nitrógeno e hidrógeno, aumenta el denominador y dado que K es igual. - el valor es constante, el numerador debe aumentar. Por tanto, aumentará la cantidad del producto de reacción NH3 en la mezcla de reacción.
Un aumento en la concentración del producto de reacción de amoníaco NH 3 conducirá a un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, hacia la formación de sustancias de partida. Esta conclusión se puede sacar basándose en un razonamiento similar.
Efecto del cambio de presión
Un cambio de presión afecta sólo a aquellos sistemas en los que al menos una de las sustancias se encuentra en estado gaseoso. A medida que aumenta la presión, el volumen de los gases disminuye, lo que significa que aumenta su concentración.
Supongamos que la presión en un sistema cerrado aumenta, por ejemplo, 2 veces. Esto significa que las concentraciones de todas las sustancias gaseosas (N 2, H 2, NH 3) en la reacción considerada aumentarán 2 veces. En este caso, el numerador en la expresión K igual aumentará 4 veces y el denominador 16 veces, es decir, el equilibrio se alterará. Para restaurarlo, la concentración de amoníaco debe aumentar y las concentraciones de nitrógeno e hidrógeno deben disminuir. El equilibrio se desplazará hacia la derecha. Un cambio de presión prácticamente no tiene ningún efecto sobre el volumen de líquidos y sólidos, es decir, no cambia su concentración. Por eso, El estado de equilibrio químico de reacciones que no involucran gases no depende de la presión..
Efecto del cambio de temperatura.
A medida que aumenta la temperatura, aumentan las velocidades de todas las reacciones (exo y endotérmicas). Además, un aumento de temperatura tiene un mayor efecto sobre la velocidad de aquellas reacciones que tienen una mayor energía de activación, lo que significa endotérmico.
Por tanto, la velocidad de la reacción inversa (endotérmica) aumenta más que la velocidad de la reacción directa. El equilibrio se desplazará hacia el proceso acompañado de la absorción de energía.
La dirección del cambio de equilibrio se puede predecir usando El principio de Le Chatelier:
Si se ejerce una influencia externa sobre un sistema que está en equilibrio (concentración, presión, cambios de temperatura), entonces el equilibrio se desplaza hacia el lado que debilita esta influencia.
De este modo:
A medida que aumenta la concentración de reactivos, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia la formación de productos de reacción;
A medida que aumenta la concentración de los productos de reacción, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia la formación de sustancias de partida;
A medida que aumenta la presión, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia una reacción en la que el volumen de sustancias gaseosas formadas es menor;
A medida que aumenta la temperatura, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia la reacción endotérmica;
A medida que la temperatura disminuye, se avanza hacia un proceso exotérmico.
El principio de Le Chatelier es aplicable no sólo a reacciones químicas, sino también a muchos otros procesos: evaporación, condensación, fusión, cristalización, etc. En la producción de los productos químicos más importantes, el principio de Le Chatelier y los cálculos derivados de la ley de acción de masas. permiten encontrar condiciones para llevar a cabo procesos químicos que proporcionen el máximo rendimiento de la sustancia deseada.
Material de referencia para realizar el examen:
Tabla periódica
tabla de solubilidad
Reacciones químicas reversibles e irreversibles. Equilibrio químico. Cambio de equilibrio bajo la influencia de varios factores.
Equilibrio químico
Las reacciones químicas que ocurren en una dirección se llaman irreversible.
La mayoría de los procesos químicos son reversible. Esto significa que en las mismas condiciones se producen reacciones directas e inversas (especialmente si hablamos de sistemas cerrados).
Por ejemplo:
a) reacción
$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$
en un sistema abierto es irreversible;
b) la misma reacción
$CaCO_3⇄CaO+CO_2$
en un sistema cerrado es reversible.
Consideremos con más detalle los procesos que ocurren durante reacciones reversibles, por ejemplo, para una reacción condicional:
Según la ley de acción de masas, la velocidad de reacción directa
$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$
Dado que las concentraciones de las sustancias $A$ y $B$ disminuyen con el tiempo, la velocidad de la reacción directa también disminuye.
La aparición de productos de reacción significa la posibilidad de una reacción inversa y, con el tiempo, las concentraciones de las sustancias $C$ y $D$ aumentan, lo que significa que la velocidad de la reacción inversa también aumenta:
$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$
Tarde o temprano se alcanzará un estado en el que las velocidades de reacciones directas e inversas se igualarán.
${υ}↖{→}={υ}↖{←}$
El estado del sistema en el que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa se llama equilibrio químico.
En este caso, las concentraciones de reactivos y productos de reacción permanecen sin cambios. ellos son llamados concentraciones de equilibrio. A nivel macro, parece que en general nada está cambiando. Pero, de hecho, tanto el proceso de avance como el de retroceso continúan ocurriendo, pero a la misma velocidad. Por lo tanto, tal equilibrio en el sistema se llama móvil Y dinámica.
Constante de equilibrio
Denotemos las concentraciones de equilibrio de sustancias como $[A], [B], [C], [D]$.
Entonces dado que $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$, de donde
$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(igual) $
donde $γ, δ, α, β$ son exponentes iguales a los coeficientes de la reacción reversible; $K_(equal)$ es la constante de equilibrio químico.
La expresión resultante describe cuantitativamente el estado de equilibrio y es una expresión matemática de la ley de acción de masas para sistemas en equilibrio.
A temperatura constante, la constante de equilibrio es un valor constante para una reacción reversible dada. Muestra la relación entre las concentraciones de los productos de reacción (numerador) y las sustancias de partida (denominador), que se establece en el equilibrio.
Las constantes de equilibrio se calculan a partir de datos experimentales, determinando las concentraciones de equilibrio de las sustancias de partida y los productos de reacción a una determinada temperatura.
El valor de la constante de equilibrio caracteriza el rendimiento de los productos de reacción y la integridad de su progreso. Si obtenemos $K_(igual) >> 1$, esto significa que en equilibrio $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$, es decir, las concentraciones de los productos de reacción prevalecen sobre las concentraciones de las sustancias de partida y el rendimiento de los productos de reacción es alto.
En $K_(igual)
$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$
constante de equilibrio
$K_(igual)=(·)/(·)$
a $20°С$ el valor es $0,28$ (es decir, menos de $1$). Esto significa que una porción significativa del éster no fue hidrolizada.
En el caso de reacciones heterogéneas, la expresión de la constante de equilibrio incluye las concentraciones de únicamente aquellas sustancias que se encuentran en fase gaseosa o líquida. Por ejemplo, para la reacción
la constante de equilibrio se expresa de la siguiente manera:
$K_(igual)=(^2)/()$
El valor de la constante de equilibrio depende de la naturaleza de los reactivos y de la temperatura.
La constante no depende de la presencia de un catalizador, ya que cambia la energía de activación de las reacciones directa e inversa en la misma cantidad. El catalizador sólo puede acelerar el inicio del equilibrio sin afectar el valor de la constante de equilibrio.
Cambio de equilibrio bajo la influencia de varios factores.
El estado de equilibrio se mantiene indefinidamente en condiciones externas constantes: temperatura, concentración de sustancias de partida, presión (si los gases participan en la reacción o se forman).
Al cambiar estas condiciones, es posible transferir el sistema de un estado de equilibrio a otro que cumpla con las nuevas condiciones. Esta transición se llama desplazamiento o cambio de equilibrio.
Consideremos diferentes formas de cambiar el equilibrio usando el ejemplo de la reacción entre nitrógeno e hidrógeno para formar amoníaco:
$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$
$K_(igual)=(^2)/(·^3)$
Efecto de cambiar la concentración de sustancias.
Cuando se añaden nitrógeno $N_2$ e hidrógeno $H_2$ a la mezcla de reacción, la concentración de estos gases aumenta, lo que significa que aumenta la velocidad de la reacción directa. El equilibrio se desplaza hacia la derecha, hacia el producto de la reacción, es decir. hacia el amoníaco $NH_3$.
Se puede llegar a la misma conclusión analizando la expresión de la constante de equilibrio. A medida que aumenta la concentración de nitrógeno e hidrógeno, el denominador aumenta y, dado que $K_(igual)$ es un valor constante, el numerador debe aumentar. Por lo tanto, aumentará la cantidad del producto de reacción $NH_3$ en la mezcla de reacción.
Un aumento en la concentración del producto de reacción de amoníaco $NH_3$ provocará un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, hacia la formación de las sustancias de partida. Esta conclusión se puede sacar basándose en un razonamiento similar.
Efecto del cambio de presión
Un cambio de presión afecta sólo a aquellos sistemas en los que al menos una de las sustancias se encuentra en estado gaseoso. A medida que aumenta la presión, el volumen de los gases disminuye, lo que significa que aumenta su concentración.
Supongamos que la presión en un sistema cerrado aumenta, por ejemplo, $2$ veces. Esto significa que las concentraciones de todas las sustancias gaseosas ($N_2, H_2, NH_3$) en la reacción que estamos considerando aumentarán $2$ veces. En este caso, el numerador en la expresión $K_(igual)$ aumentará 4 veces y el denominador $16$ veces, es decir el equilibrio se verá alterado. Para restaurarlo, la concentración de amoníaco debe aumentar y las concentraciones de nitrógeno e hidrógeno deben disminuir. El equilibrio se desplazará hacia la derecha. Un cambio de presión prácticamente no tiene efecto sobre el volumen de líquidos y sólidos, es decir no cambia su concentración. En consecuencia, el estado de equilibrio químico de las reacciones que no involucran gases no depende de la presión.
Efecto del cambio de temperatura.
A medida que aumenta la temperatura, como usted sabe, aumentan las velocidades de todas las reacciones (exo y endotérmicas). Además, un aumento de temperatura tiene un mayor efecto sobre la velocidad de aquellas reacciones que tienen una alta energía de activación y, por tanto, son endotérmicas.
Por tanto, la velocidad de la reacción inversa (endotérmica en nuestro ejemplo) aumenta más que la velocidad de la reacción directa. El equilibrio se desplazará hacia el proceso acompañado de la absorción de energía.
La dirección del cambio de equilibrio se puede predecir utilizando el principio de Le Chatelier (1884):
Si se ejerce una influencia externa sobre un sistema que está en equilibrio (concentración, presión, cambios de temperatura), entonces el equilibrio se desplaza hacia el lado que debilita esta influencia.
Saquemos conclusiones:
- con un aumento en la concentración de reactivos, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia la formación de productos de reacción;
- con un aumento en la concentración de los productos de reacción, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia la formación de sustancias de partida;
- al aumentar la presión, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia una reacción en la que el volumen de sustancias gaseosas formadas es menor;
- al aumentar la temperatura, el equilibrio químico del sistema se desplaza hacia la reacción endotérmica;
- con temperatura decreciente - hacia un proceso exotérmico.
El principio de Le Chatelier es aplicable no sólo a reacciones químicas, sino también a muchos otros procesos: evaporación, condensación, fusión, cristalización, etc. En la producción de los productos químicos más importantes, el principio de Le Chatelier y los cálculos derivados de la ley de acción de masas. permiten encontrar condiciones para la realización de procesos químicos que proporcionen el máximo rendimiento de la sustancia deseada.