Apuntes sobre el Tema 4 de la asignatura de Química de las Disoluciones acuosas, del segundo cuatrimestre del primer año de la carrera de Ciencias del Mar, de la UCV.
Equilibrios químicos homogéneos y heterogéneos
Definimos el equilibrio químico como aquella situación de una reacción química
reversible en la que los productos (C y D) se forman a la misma velocidad que se
consumen, reaccionando entre sí para dar lugar de nuevo a los reactivos (A y B),
los cuales, a su vez, reaccionan entre sí para dar lugar de nuevo a los productos
(C y D), que reaccionan de nuevo para formar los reactivos, y así repetidamente.
Para que se produzca un equilibrio químico, la velocidad de la reacción directa ha
de ser igual a la velocidad de la reacción inversa, de forma que no se produce
una variación en las concentraciones de los reactivos y los productos. Esta
situación se denomina equilibrio químico dinámico.
Los equilibrios químicos se pueden clasificar en función del estado de agregación
en el que se encuentran reactivos y productos. Así, pueden ser:
● Homogéneos: todas las especies químicas presentes están en la misma
fase (sólida, líquida o gaseosa).
● Heterogéneos: las especies químicas se encuentran en distinta fase.
Para una reacción aA + bB → cC + dD que está en equilibrio a temperatura
constante, “la relación entre el producto de las concentraciones en equilibrio de
los productos de la reacción y el producto de las concentraciones en equilibrio de
los reactivos, elevados a sus correspondientes coeficiente estequiométricos, es
constante a una temperatura dada”. Esto es lo que se conoce como ley de
masas. Definimos la constante de equilibrio (Kc) o constante de concentraciones
como aquella constante que cumple la ley de acción de masas. Esta constante de
equilibrio (Kc) es característica de cada reacción y no depende de las
concentraciones iniciales de los reactivos y los productos, pero si depende de la
temperatura.
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, La constante de equilibrio (Kc) se define como:
Esta fórmula solamente es válida para equilibrios homogéneos
gaseosos. Sus unidades son los mol/L, elevados a un determinado
exponente, el cual depende de la estequiometría (M)X .
Análoga a la constante de equilibrio (Kc), encontramos la constante de presiones
(Kp), definida como “el producto de las presiones parciales en equilibrio de los
productos de la reacción y el producto de las presiones parciales en equilibrio de
los reactivos, elevadas a sus correspondientes coeficiente estequiométricos”. Su
fórmula es:
Esta fórmula solamente es válida para
equilibrios homogéneos gaseosos. Sus
unidades son las atmósferas (atm), elevadas
a un determinado exponente, el cual depende
de la estequiometría (atm)X .
Las presiones parciales pueden calcularse a partir de la siguiente fórmula:
nA
PA = PTOT · χ A =
PTOT · ( n )
total
La constante de equilibrio Kp coincide con la presión del sistema cuando nos
encontramos en equilibrios heterogéneos en los que hay componentes sólidos y
gaseosos.
Así mismo, podemos relacionar Kp con la energía libre de Gibbs en condiciones
normales:
ΔG0 = − R·T ·ln(K p )
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