1. CONSTANTES DE EQUILIBRIO

Las reacciones químicas que transcurren en un recipiente cerrado pueden alcanzar un estado de equilibrio que se caracteriza porque las concentraciones de los reactivos y de los productos permanecen inalteradas a lo largo del tiempo. Es decir, bajo determinadas condiciones de presión y temperatura la reacción no progresa más y se dice que ha alcanzado el estado de equilibrio.

Expresión de la constante de equilibrio.

La constante de equilibrio (K) se expresa como la relación entre las concentraciones molares (mol/l) de reactivos y productos. Su valor en una reacción química depende de la temperatura, por lo que ésta siempre debe especificarse.

La expresión de una reacción genérica es:

En el numerador se escribe el producto de las concentraciones de los productos y en el denominador el de los reactivos. Cada término de la ecuación se eleva a una potencia cuyo valor es el del coeficiente estequiométrico en la ecuación ajustada.

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- Soluto: Es la cantidad que se encuentra en menor proporción de una solución, su forma puede ser en estado solido, liquido o gaseoso.

- Solvente: Es la cantidad que se encuentra en mayor proporción en una solución, tradicionalmente es agua o algún otra solución acuosa.

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Para retroalimentarse con el concepto de concentracion molar revise el siguiente link de "Tipos de Concentración". Recopilado en Oct. 24, 2008 de: http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/concentracion.htm#Molaridad

La constante de equilibrio: Kc o Kp.

Cuando se trata de mezclas gaseosas, a veces resulta más adecuado describir la composición en términos de presiones parciales. Para ello hay que adaptar la expresión de la constante de equilibrio y referirla, en vez de a concentraciones Kc, a presiones parciales Kp.

Kp y Kc se relacionan mediante la ley de los gases ideales, de forma que conocida una puede conocerse la otra:

PV = nRT Þ P = (n/V) RT Þ P = cRT

Para cada componente del equilibrio se puede escribir una ecuación similar, de tal forma que en el siguiente ejemplo puede deducirse que:

Generalizando:

Kp = Kc (RT)Dn

de manera que Dn es la variación del número de moles en la ecuación. Se representa como la diferencia entre el número de moles de gas en los productos y el número de moles de gas en los reactivos:

Dn = ngas (productos) - ngas (reactivos)

en las reacciones en que no existe variación en el número de moles, Kc = Kp

Magnitud de la constante de equilibrio.

La magnitud de la constante de equilibrio informa sobre el estado de equilibrio, es decir, sobre la extensión con que una reacción química se lleva a cabo. Si la constante de equilibrio para una reacción química (Kp o Kc) tiene un valor muy grande, el grado de conversión de reactivos a productos es muy alto. Por el contrario, valores numéricos de Kp o Kc muy pequeños indican que el grado de conversión de reactivos a productos es muy pequeño.

Por ejemplo, en las siguientes reacciones, que transcurren ambas a 298 K:

El valor alto de Kc para la primera ecuación indica que prácticamente toda la cantidad de reactivos se ha convertido en productos. Por el contrario, el valor bajo de Kc para la segunda ecuación indica que la cantidad de reactivos que se ha convertido en productos es muy baja.

Cociente de reacción.

El cociente de reacción se designa con la letra Q y coincide con la expresión de la constante de equilibrio, pero con la diferencia de que puede ser evaluado en cualquier instante de la reacción y para cualquier valor de las concentraciones de los reactivos y/o de los productos. No es necesario el estado de equilibrio para calcular el valor de Q.

Para la reacción:

pueden darse las siguientes situaciones:

1. Si Q = Kc, el sistema esta en equilibrio.
2. Si Q ≠ Kc, el sistema evolucionará hacia el estado de equilibrio. Para saber en que sentido evolucionará la reacción es necesario comparar los valores de ambos:

• Si Q es menor a Kc, significa que el cociente de las concentraciones iniciales es menor que el que debería ser en el equilibrio. El modo de alcanzar el equilibrio es incrementar la concentración de HI (g), ya que asi se reducen las de H2 (g) y I2 (g). La reacción directa se produce con mayor extensión que la inversa, hasta que se alcanza el equilibrio.
• Si Q es mayor a Kc, el valor del cociente de las concentraciones iniciales es superior al que corresponde al estado de equilibrio. La reacción inversa se produce con mayor extensión que la directa, hasta que el valor de Q se iguala con Kc.

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.

Todas las constantes de equilibrio dependen de la temperatura y la presión (o el volumen).

El conocimiento de las constantes de equilibrio es esencial para el entendimiento de muchos procesos naturales como la transportación de oxigeno por la hemoglobina en la sangre o la homeostasis ácido-base en el cuerpo humano.

Las constantes de estabilidad, constantes de formación, constantes de enlace, constantes de asociación y disociación son todos tipos de constantes de equilibrio.

Ejemplo de aplicación: Proceso Haber.

Antes de la primera guerra mundial los químicos Fritz Haber y Carl Bosch diseñaron un proceso para obtener amoníaco a partir de hidrógeno y nitrógeno. Al principio, este producto fue usado principalmente para producir explosivos. En la actualidad se usa mayoritariamente para obtener fertilizantes y plásticos.

En química, el proceso de Haber - Bosch es la reacción de nitrógeno e hidrógeno gaseosos para producir amoníaco. La importancia de la reacción radica en la dificultad de producir amoníaco a un nivel industrial. Aunque alrededor del 78.1% del aire que nos rodea es nitrógeno, es relativamente inerte por los resistentes enlaces triples que mantienen las moléculas unidas. No fue sino hasta los primeros años del siglo XX cuando este proceso fue desarrollado para obtener nitrógeno del aire y producir amoníaco, que al oxidarse forma nitritos y nitratos. Éstos son esenciales en los fertilizantes.

Como la reacción natural es muy lenta, se acelera con un catalizador de hierro (Fe3+), en el que óxidos de aluminio (Al2O3) y potasio (K2O) también se utilizan. Otros factores que aceleran la reacción son que se opera bajo condiciones de 200 atmósferas y 450-500°C, resultando en un rendimiento del 10-20%.

N2(g) + 3H2(g) ↔ 2 NH3(g) + ΔH ...(1)

La ΔH representa el calor generado, también llamado entalpía, y equivale a -92.4 kj/mol. Como libera calor, la reacción es exotérmica.

El proceso fue patentado por Fritz Haber. En 1910, Carl Bosch comercializó el proceso y aseguró aún más patentes. Haber y Bosch fueron galardonados con el Nobel de Química en 1918 y 1931 respectivamente, por sus trabajos y desarrollos en la aplicación de la tecnología en altas presiones y temperaturas.

El proceso Haber produce más de 100 millones de toneladas de fertilizante de nitrógeno al año. 0.75% del consumo total de energía mundial en un año va para el proceso. Los fertilizantes que se obtienen son responsables por el sustento de más de un tercio de la población .

Actividad 11:

El alumno desarrollara ejercicios de calculo de constantes de equilibrio.

Referencias:

- La Constante de Equilibrio. Recopilado en Oct. 24, 2008 de: http://www.hiru.com/es/kimika/kimika_01300.html
- Constante de Equilibrio. Recopilado en Oct. 24, 2008 de:
http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_equilibrio
- Proceso Haber. Recopilado en Oct. 24, 2008 de:
http://es.wikipedia.org/wiki/Proceso_de_Haber
- Proceso Haber. Recopilado en Oct. 24, 2008 de:
http://www.elpais.com/fotografia/proceso/Haber-Bosch/elpdiasoc/20071017elpepifut_5/Ies/