A continuación daremos una explicación detallada acerca del equilibrio químico y resolveremos paso a paso un grupo de problemas; usted debe estudiar cada uno de los problemas resueltos en el ententendido que en algunos de estos problemas usted domina las fórmulas y operaciones que necesariamente deben ser aplicadas.
Experimentalmente está comprobado que muchas reacciones químicas pueden ocurrir en dos sentidos. A estas reacciones se les llama reversibles. Por ejemplo, un sistema formado por yodo e hidrógeno gaseosos colocados en un recipiente cerrado y a una temperatura constante de 445° C. Al cabo de cierto tiempo, disminuye el intenso color púrpura del yodo, indicando que se ha puesto en marcha la reacción directa que formará yoduro de hidrógeno (incoloro) según la siguiente ecuación:
Experimentalmente está comprobado que muchas reacciones químicas pueden ocurrir en dos sentidos. A estas reacciones se les llama reversibles. Por ejemplo, un sistema formado por yodo e hidrógeno gaseosos colocados en un recipiente cerrado y a una temperatura constante de 445° C. Al cabo de cierto tiempo, disminuye el intenso color púrpura del yodo, indicando que se ha puesto en marcha la reacción directa que formará yoduro de hidrógeno (incoloro) según la siguiente ecuación:
H2(g) + I2 ➡ 2HI(g)
A medida que el yoduro de hidrógeno se va produciendo, la reacción inversa llega a ser posible cuando la concentración de HI alcanza un valor apropiado:
2HI(g) ➡ H2(g) + I2
Al pasar el tiempo se observa la aparición de un color púrpura cuya intensidad aumenta hasta alcanzar un punto en el cual ya no se observa ningún cambio adicional del color, siempre y cuando la temperatura permanezca constante. Y al no producirse modificaciones en el sistema reaccionante decimos que el sistema ha alcanzado el estado de equilibrio. Esto se escribe químicamente así:
H2(g) + I2 ↔ 2HI(g)
El equilibrio químico es un estado dinámico en el que, a determinada temperatura, las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales.
Ahora bien, conforme con la Ley de Acción de Masas, la velocidad de una reacción a temperatura constante es proporcional al producto de las concentraciones de las sustancias reaccionantes.
En el equilibrio anterior la ley establece:
i) Para la reacción directa (Rd):
Rd= Kd [H2(g)] [I2(g)]
donde Rd es la velocidad y Kd la constante de velocidad.
ii) Para la reacción inversa (Ri):
Ri = Ki [HI(g)]2
Dividiendo miembro a miembro queda:
Kd / Ki =[HI(g)]2 / [H2(g)] [I2(g)]
Como Kd y Ki son constantes, el cuociente entre ambas también es constante y se representa mediante Ke
H2(g) + I2 ↔ 2HI(g)
El equilibrio químico es un estado dinámico en el que, a determinada temperatura, las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales.
Ahora bien, conforme con la Ley de Acción de Masas, la velocidad de una reacción a temperatura constante es proporcional al producto de las concentraciones de las sustancias reaccionantes.
En el equilibrio anterior la ley establece:
i) Para la reacción directa (Rd):
Rd= Kd [H2(g)] [I2(g)]
donde Rd es la velocidad y Kd la constante de velocidad.
ii) Para la reacción inversa (Ri):
Ri = Ki [HI(g)]2
donde Ri es la velocidad y Ki la constante de velocidad.
Dado que en el equilibrio la velocidad directa e inversa son iguales:
Rd = Ri
Kd [H2(g)] [I2(g)] = Ki [HI(g)]2
Kd / Ki =[HI(g)]2 / [H2(g)] [I2(g)]
Como Kd y Ki son constantes, el cuociente entre ambas también es constante y se representa mediante Ke
Por consiguiente, Ke = [HI(g)]2 / [H2(g)] [I2(g)]
Esta expresión corresponde a la Ley de Equilibrio Químico en la que Ke es ls constante de equilibrio.
En tanto ley, esta expresión puede generalizarse para la reacción reversible en fase gaseosa representada asi:
aA + bB ↔ cC + dD
Ke= [C]c . [D]d / [A]a . [B]b
La Ley de Equilibrio se enuncia: en un sistema en equilibrio, el producto de las concentraciones en moles/litro de las sustancias resultantes entre el producto de las concentraciones en moles/ litro de las sustancias reaccionantes, cada una de ellas elevada a una potencia igual al número de moles que intervienen en la reacción, es un valor constante para cada temperatura.
Este enunciado es clave de amplia aplicación en la resolución de problemas.
En tanto ley, esta expresión puede generalizarse para la reacción reversible en fase gaseosa representada asi:
aA + bB ↔ cC + dD
Ke= [C]c . [D]d / [A]a . [B]b
La Ley de Equilibrio se enuncia: en un sistema en equilibrio, el producto de las concentraciones en moles/litro de las sustancias resultantes entre el producto de las concentraciones en moles/ litro de las sustancias reaccionantes, cada una de ellas elevada a una potencia igual al número de moles que intervienen en la reacción, es un valor constante para cada temperatura.
Este enunciado es clave de amplia aplicación en la resolución de problemas.
PROBLEMAS RESUELTOS
1.- Escriba la expresión de la Ley de Equilibrio para los sistemas dados a continuación:
i) 4NH3(g) + 5O2(g) ↔ 4NO(g) + 6H2O(g)
ii) H2O(g) + CO(g) ↔ H2(g) + CO2(g)
Resolvemos 1i) aplicando enunciado de la Ley de Equilibrio:
Ke= [NO(g)]4 . [H2O(g)]6 / [NH3(g)]4 . [O2(g)]5
Resuelva 2i aplicando el mismo enunciado utilizado en 1i
2.-En un recipiente a 750°C se tienen en equilibrio H2S(g), H2(g) y S2(g). El análisis muestra que la concentración molar de cada uno es:
[H2S]: 9,30 × 10-2
[H2]: 7,60 × 10-2
[S2]: 1,60 × 10-6
Si la ecuación en el equilibrio es 2H2(g) + S2(g) ↔2H2S.
Calcule la constante de equilibrio.
2) Se escribe la expresión de la Ley de Equilibrio:
Ke = [H2S]2 / [H2(g)]2 x [S2(g)]
Se sustituye:
Ke = ( 9,30 × 10-2 )2 / (7,60 × 10-2)2 x 1,60 × 10-6
2) Se escribe la expresión de la Ley de Equilibrio:
Ke = [H2S]2 / [H2(g)]2 x [S2(g)]
Se sustituye:
Ke = ( 9,30 × 10-2 )2 / (7,60 × 10-2)2 x 1,60 × 10-6
Ke= 8,65 10-5/ 5,78 × 10-5 x 1,60 × 10-6
y da:
✔Ke = 9,30 105 l/mol 📁
3.-En un recipiente a 400°C se tienen en equilibrio H2(g), I2 y HI(g) el análisis muestra que las concentraciones son:
[H2(g)] : 0,002 ; [I2(g)] : 0,002 y [HI(g)] :0,016
Si la ecuación para la reacción es:
H2(g) + I2 ↔ 2HI(g)
Calcule la constante de equilibrio.
Ke= [HI(g)]2 / [H2(g)] [I2(g)]
Siempre se trabaja en notación científica por lo que las concentraciones dadas deben escribirse en notación científica. De modo que quedan: [H2(g)] :2 x 10-3 ;
[I2(g)]:2 x 10-3 y [HI(g)] :1,60 x 10-2
Se sigue el mismo procedimiento que en el problema 2 antes indicado y queda ✔Ke= 0,64 x 102 = 64📁
4.-En un recipiente de 2 litros a 1 000°C se tiene NH3; N2 y H2 en equilibrio; el análisis de la muestra indica que tiene la siguiente composición NH3=2,04 moles; N2=2,06 moles y H2 = 3,24 moles. Calcular la constante de equilibrio.
Resolvemos. Escribiendo la expresión de equilibrio para la reacción:
N2 + 3H2 ↔2NH3
y de
Ke = [NH3]2 / [N2] x [H2]3
Observese que el recipiente es de 2 litros y las sustancias que contiene son gases y siempre los gases ocupan todo volumen disponible. Esto significa que debe calcularse la concentración molar de cada sustancia pues los moles dados no están en un litro sino en dos. Calculamos las concentraciones molares que pide Ke:
[NH3] = 2,04 moles/2 litros = 1,02 mol/l
[N2] = 2,06 moles/2 litros = 1,03 mol/l
[H2] = 3,24 moles/ 2 litros = 1,62 mol/l
4.-En un recipiente de 2 litros a 1 000°C se tiene NH3; N2 y H2 en equilibrio; el análisis de la muestra indica que tiene la siguiente composición NH3=2,04 moles; N2=2,06 moles y H2 = 3,24 moles. Calcular la constante de equilibrio.
Resolvemos. Escribiendo la expresión de equilibrio para la reacción:
N2 + 3H2 ↔2NH3
y de
Ke = [NH3]2 / [N2] x [H2]3
Observese que el recipiente es de 2 litros y las sustancias que contiene son gases y siempre los gases ocupan todo volumen disponible. Esto significa que debe calcularse la concentración molar de cada sustancia pues los moles dados no están en un litro sino en dos. Calculamos las concentraciones molares que pide Ke:
[NH3] = 2,04 moles/2 litros = 1,02 mol/l
[N2] = 2,06 moles/2 litros = 1,03 mol/l
[H2] = 3,24 moles/ 2 litros = 1,62 mol/l
Sustituimos en Ke = [NH3]2 / [N2] x [H2]3
Ke =( 1,02 mol/l)2 / (1,03mol/l) x (1,62mol/l)3
✔Ke= 2,37 . 10
Enlace Recomendado:
https://m.monografias.com/trabajos73/equilibrio-quimico/equilibrio-quimico.shtml
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