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UNIVERSIDAD NACIONAL JOSE FAUSTINO SANCHEZ CARRION
FACULTAD DE INGENIERIA PESQUERA
ESCUELA PROFESIONAL DED INGENIERIA ACUICOLA
CAPITULO VI
Efectos y Factores que modifican el equilibrio. Ley de
Chatelier.
Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio de un proceso químico como son la temperatura, la presión y el efecto de las concentraciones. Si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. Efecto de la temperatura. En los procesos endotérmicos el aumento de temperatura favorece el proceso porque necesita aporte de energía. En un proceso exotérmico la temperatura no debe ser muy alta, pero si se baja demasiado la reacción sería más lenta porque no habría apenas choques. En las exotérmicas el aumento de temperatura entorpece la reacción. En general la reacción se desplaza en el sentido que absorba calor, es decir, que sea endotérmica. Efecto de la presión Una variación de presión en un equilibrio químico influye solamente cuando en el mismo intervienen gases y hay variación del número de moles. Si aumenta p, el sistema se desplazará hacia donde existan menor número de moles (porque ocupan menos espacio) para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa. (Mayor presión menor volumen) Efecto de las concentraciones La variación de la concentración de cualquiera de las especies que intervienen en el equilibrio o afecta en absoluto al valor de la constante de equilibrio; no obstante el valor de las concentraciones de las restantes especies en equilibrio sí se modifica. Así en la siguiente reacción: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2NH 3 (g)
Teóricamente, cualquier reacción química se produce en ambas direcciones: de reactivos y productos cada vez marcha atrás en los reactivos. Sin embargo, en ciertas reacciones, como la quema, prácticamente el 100% de los reactivos se convierten en productos, y no está viendo lo contrario se producen (o al menos no en una tasa de medir), estas reacciones se denominan irreversibles. También hay una serie de reacciones en las que una vez que se forma una cierta cantidad de producto (s) esta (s) marca (s) que dan lugar a (s) método (s), estas reacciones tienen el nombre de reversible. El concepto de equilibrio químico prácticamente restringida a la reacción reversible. La reversibilidad de las reacciones químicas Un ejemplo de reacción reversible es la producción de amoniaco (NH3) a partir del gas de hidrógeno (H2) y (N2) de gas nitrógeno - que forma parte del proceso de Haber: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Tenga en cuenta que en la doble flecha ( ) significa que la reacción se produce en ambas direcciones, y el subíndice (g) indica que la sustancia se encuentra en fase gaseosa. En esta reacción, cuando las moléculas de nitrógeno y el hidrógeno chocan existe la posibilidad cierta de la reacción entre ellos se produce, ya que cuando las moléculas de amoníaco chocan existe alguna posibilidad de que se disocian y reorganizarse en H 2 y N 2. Al principio, cuando sólo hay una mezcla de hidrógeno y nitrógeno, las posibilidades de las moléculas de los reactivos (H^2 y N^2 ) chocan entre sí es el máximo de toda la reacción, lo que hace que la tasa (o velocidad) con la reacción se produce también lo es. Pero en la medida en que la reacción se produce en el número de moléculas de hidrógeno y nitrógeno disminuye, reduciendo así las posibilidades de que chocan entre sí y por lo tanto la dirección de la velocidad de esta reacción. Por otra parte, con el avance de la reacción, el número de
[NH 3 ]²
Kc= [N 2 ] [H 2 ]³
La constante de equilibrio puede ser definida como Donde {A} es la actividad (cantidad a dimensional) de la sustancia química A y así sucesivamente. Es solo una convención el poner las actividades de los productos como numerador y de los reactivos como denominadores. Para el equilibrio en los gases, la actividad de un componente gaseoso es el producto de los componentes de la presión parcial y del coeficiente de fugacidad. Para el equilibrio en una solución, la actividad es el producto de la concentración y el coeficiente de actividad. Es una practica común el determinar las constantes de equilibrio en un medio de fuerzas iónicas altas. Bajo esas circunstancias, el cociente de los coeficientes de actividad son constantes efectivamente y la constante de equilibrio es tomada para ser un cociente de concentración. Diferencia entre equilibrio físico y equilibrio químico. La diferencia que existe es que el equilibrio físico se da entre dos fases de la misma sustancia, debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos; mientras que el equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directas e inversas se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. Equilibrio Homogéneo: Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase. 2NO (g) + O 2 (g) Û 2NO 2 (g) CH 3 COOH (ac) + H 2 O (l) Û CH 3 COO (ac) + H 3 O+ (ac) Equilibrio Heterogéneo: Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases. CaCO 3 (s) Û CaO (s) + CO 2 (g)
Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintas (NH4) 2 Se (s) Û 2NH 3 (g) + H 2 Se (g) Equilibrio de solubilidad Equilibrio de solubilidad es cualquier tipo de relación de equilibrio químico entre los estados sólido y disuelto de un compuesto en la saturación. Kps significa "producto de solubilidad" o "equilibrio de solubilidad". Es la constante de equilibrio de la reacción en la que una sal sólida se disuelve para dar sus iones constituyentes en solución. Los equilibrios de solubilidad implican la aplicación de los principios químicos y las constantes para predecir la solubilidad de sustancias en condiciones específicas (porque la solubilidad es sensible a las condiciones, mientras que las constantes lo son menos). La sustancia que se disuelve puede ser un sólido orgánico como el azúcar o un sólido iónico como la sal de mesa. La principal diferencia es que los sólidos iónicos se disocian en sus iones constituyentes, cuando se disuelven en agua. La mayor parte de las veces, el agua es el disolvente de interés, aunque los mismos principios básicos son aplicables a cualquier disolvente.
Compuestos no iónicos
La disolución de un "sólido orgánico" puede describirse como un equilibrio entre la sustancia en sus formas sólida y disuelta: Una expresión del equilibrio para esta reacción puede ser escrita, como para cualquier reacción química (productos dividió por los reactivos): Donde K se denomina constante de equilibrio (o constante de solubilidad). Las llaves indican la actividad. La actividad de un sólido puro es, por definición, la unidad. Si la actividad de la sustancia en disolución es constante (es decir, no afectada por cualesquiera otros solutos que puedan estar presentes) se puede reemplazar por la concentración, aunque omitiendo las dimensiones de las medidas de concentración utilizadas. Las actividades son cantidades a
Cuando una solución se disocia en partes desiguales como en: , Entonces la determinación de la solubilidad de la Ksp es ligeramente más difícil: Llamando "x" a la concentración de iones Ca2+ en moles por litro, que es equivalente a la solubilidad del hidróxido de calcio: Generalmente, para la reacción de disolución: La solubilidad y el producto de solubilidad están relacionados mediante la ecuación: Donde: n es el número total de moles en el lado derecho, p.e., x+y, sin dimensiones X es el número de moles del catión, sin dimensiones Y es el número de moles del anión, sin dimensiones Ksp es el producto de solubilidad, (mol/kg)n C es la solubilidad de A expresada como cociente de una masa del soluto A en una cantidad de disolvente (kg de A por kg de disolvente) MM es la masa molecular del compuesto A, kg/mol. Así mismo, la anterior ecuación asume que la disolución ocurre en el disolvente puro (ningún efecto de ion común), que no hay complicación o hidrólisis (p. ej., sólo iones B p+ y C q- están presentes en solución), y que las concentraciones son suficientemente bajas para que los coeficientes de actividad se tomen como la unidad.
Efecto del ion común de una disolución
El efecto del ion común se refiere al hecho de que el equilibrio de solubilidad cambia de acuerdo con el Principio de Le Châtelier. En el anterior ejemplo, la adición de iones sulfato a una solución saturada de sulfato de calcio causa que precipite CaSO 4 hasta que la concentración de los iones en solución sea tal que vuelvan a satisfacer el
producto de solubilidad. (La adición de iones de sulfato puede, por ejemplo, lograrse por añadiendo una sal muy soluble, como Na 2 SO 4 .)
-Efecto salino
El efecto salino se refiere al hecho que la presencia de otra sal, aun cuando no haya ningún ion común, tiene un efecto sobre la fuerza iónica de la solución y por lo tanto sobre los coeficientes de actividad de los iones, de modo que la solubilidad cambia aun cuando la Ksp permanezca constante (asumiendo que la actividad de los sólidos continua siendo la unidad).
-Efecto de la Disociación
En disolución, sales típicamente iónicas se disocian en sus iones constituyentes, pero los iones pueden formar otras especies en solución. En la especiación, la solubilidad aumenta siempre, aunque el producto de solubilidad no cambia. Por ejemplo, el equilibrio de solubilidad del carbonato de calcio puede expresarse por: Ahora bien, si las condiciones (por ejemplo, pH) son tales que aparecen en la solución otras especies de carbonato (o de calcio), (por ejemplo, ión bicarbonato, HCO3-), entonces la solubilidad del sólido aumentará aunque el producto de solubilidad se mantiene constante. Del mismo modo, si un agente completarte, por ejemplo, EDTA, está presente en la solución, la solubilidad aumentará debido a la formación de complejos de calcio (un complejo tiene una identidad química diferente que el ión Ca2+ no acomplejado y por lo tanto no interviene en el equilibrio de solubilidad). Para predecir correctamente la solubilidad de un determinado producto soluble, es necesario conocer la especiación (o evaluada, al menos aproximadamente). El hecho de no hacerlo es un problema común y puede conducir a grandes errores.
-Efecto de fase
Los equilibrios se definen para fases cristalinas específicas. Por lo tanto, el producto de solubilidad se espera que sea diferente en función de la fase del sólido. Por ejemplo, la aragonito y la calcita tendrán diferentes productos de solubilidad a pesar de que ambos tienen la misma identidad química (carbonato de calcio). Sin embargo, en determinadas condiciones, lo más probable es que sólo una fase sea termodinámicamente estable y por lo tanto esta fase entra en un verdadero equilibrio.
-Efecto del tamaño de partícula
