Ejemplos de equilibrio químico
Esta página define la constante de equilibrio e introduce la constante de equilibrio expresada en términos de concentraciones, Kc. Se supone que se conoce el concepto de equilibrio dinámico, así como los términos “homogéneo” y “heterogéneo” aplicados a las reacciones químicas. Los dos tipos de equilibrios dinámicos (homogéneo y heterogéneo) se analizan por separado a continuación, ya que las constantes de equilibrio se definen de forma diferente.
Este es el caso más sencillo. Se aplica cuando todo en la mezcla de equilibrio está en la misma fase. Un ejemplo de equilibrio homogéneo gaseoso es la conversión de dióxido de azufre en trióxido de azufre en el corazón del Proceso de Contacto:
No se especifican símbolos de estado, pero aquí se supone que la reacción es homogénea. Las concentraciones de equilibrio medidas de los reactivos y los productos se utilizan para calcular la constante de equilibrio, como se muestra en la figura siguiente. La constante de equilibrio tiene siempre el mismo valor (siempre que la temperatura no cambie), independientemente de las concentraciones iniciales de A, B, C y D. Tampoco se ve afectada por un cambio en la presión o la presencia (o ausencia) de un catalizador.
Calculadora de la constante de equilibrio
El equilibrio se ocupa principalmente de las reacciones reversibles y del propio estado de equilibrio. El equilibrio puede definirse como un estado alcanzado de una reacción reversible, en el que la velocidad de las reacciones hacia delante y hacia atrás son iguales.
8.1.1 : En todas las reacciones se producen de hecho dos reacciones, una en la que los reactantes producen los productos y otra en la que los productos reaccionan para formar los reactantes. En algunas reacciones, esta segunda reacción es insignificante, pero en otras llega un momento en el que las dos reacciones se anulan exactamente… así los reactantes y los productos permanecen en proporciones iguales, aunque ambos se consumen y se producen continuamente al mismo tiempo.
8.2.2 : Cuando Kc es mayor que 1, los productos superan a los reactantes (en equilibrio). Cuando es mucho mayor que 1, la reacción llega casi a su fin. Cuando Kc es menor que 1, los reactantes superan a los productos. Cuando es mucho menor que 1 (Kc nunca puede ser negativo… por lo que cuando es cercano a cero) la reacción apenas se produce.
Efecto de la temperatura : El efecto de un cambio de temperatura en una reacción dependerá de si la reacción es exotérmica o endotérmica. Cuando la temperatura aumenta, el principio de Le Chatelier dice que la reacción procederá de manera que se contrarreste este cambio, es decir, que se reduzca la temperatura. Por tanto, las reacciones endotérmicas avanzarán y las exotérmicas retrocederán (convirtiéndose así en endotérmicas). Lo contrario ocurre con la disminución de la temperatura.
Kc y kp
La constante de equilibrio de una reacción química es el valor de su cociente de reacción en el equilibrio químico, un estado al que se aproxima un sistema químico dinámico después de que haya transcurrido un tiempo suficiente en el que su composición no tiene ninguna tendencia mensurable a seguir cambiando. Para un conjunto dado de condiciones de reacción, la constante de equilibrio es independiente de las concentraciones analíticas iniciales de las especies reaccionante y producto en la mezcla. Por lo tanto, dada la composición inicial de un sistema, los valores conocidos de la constante de equilibrio pueden utilizarse para determinar la composición del sistema en equilibrio. Sin embargo, los parámetros de reacción como la temperatura, el disolvente y la fuerza iónica pueden influir en el valor de la constante de equilibrio.
El conocimiento de las constantes de equilibrio es esencial para la comprensión de muchos sistemas químicos, así como de procesos bioquímicos como el transporte de oxígeno por la hemoglobina en la sangre y la homeostasis ácido-base en el cuerpo humano.
El equilibrio químico se define como el valor del cociente de reacción Qt cuando las reacciones directas e inversas se producen a la misma velocidad. En el equilibrio químico, la composición química de la mezcla no cambia con el tiempo y el cambio de energía libre de Gibbs
Equilibrio químico pdf
\(K_c\) y \(K_p\) son las constantes de equilibrio de las mezclas gaseosas. Sin embargo, la diferencia entre ambas constantes es que \(K_c\) se define por las concentraciones molares, mientras que \(K_p\) se define por las presiones parciales de los gases dentro de un sistema cerrado. Las constantes de equilibrio no incluyen las concentraciones de los componentes individuales, como los líquidos y los sólidos, y pueden tener unidades que dependen de la naturaleza de la reacción (aunque las constantes de equilibrio termodinámico no las tienen).
El valor de K depende de si la solución que se calcula utiliza concentraciones o presiones parciales. Las constantes de equilibrio de los gases se relacionan con el equilibrio (K) porque ambas se derivan de la ley de los gases ideales (PV = nRT).
El N2O4 (l) es un componente importante del combustible para cohetes, A 25 °C el N2O4 es un gas incoloro que se disocia parcialmente en NO2. El color de una mezcla en equilibrio de estos 2 gases depende de sus proporciones relativas, que dependen de la temperatura. El equilibrio se establece en la reacción \( N_2O_4 (g) \rightleftharpoons 2NO_2 (g) \) a 25 °C.
