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Equilibrio químico Se le llama equilibrio químico al estado de un sistema donde no se observan cambios en la concentración de reactivos o productos, al transcurrir el tiempo, éstas se mantienen constantes. Esto se da en reacciones reversibles, donde la velocidad de la reacción de reactivos a productos es la misma que de productos a reactivos. Un equilibrio químico puede ser representado de la siguiente manera: Siendo A y B, los reactivos, S y T los productos, y las letras griegas delante de cada uno, sus respectivos coeficientes estequiométricos. La constante del equilibrio K puede definirse como siendo la relación entre el producto entre las concentraciones de los productos (en el equilibrio) elevadas a sus correspondientes coeficientes estequiométricos, y el producto de las concentraciones de los reactivos (en el equilibrio) elevadas en sus correspondientes coeficientes estequiométricos. Esta constante sufre variaciones con la temperatura.

Existen varios factores que pueden alterar el estado de equilibrio químico, los más importantes son la temperatura, la presión y la concentración de los reactivos o productos. La manera en que estos factores pueden alterar el equilibro químico se pude predecir cualitativamente según el principio de Le Chatelier, que establece lo siguiente: si se modifica alguno de los factores capaces de alterar el equilibrio químico (temperatura, presión, concentración) el sistema se desplazará de manera de contrarrestar la modificación.

Sistemas Dispersos Los sistemas dispersos son mezclas de dos o más sustancias simples o compuestas en donde hay una fase dispersa o discontinua, que en la mayoría de casos esta en menor cantidad, y una fase dispersante o continua, que generalmente interviene en mayor proporción. Estas fases interactúan en menor o mayor grado según el tipo de sistema disperso que conformen. En el caso de soluciones, la fase dispersante se llama solvente y la fase dispersa se llama soluto. Ejemplos: 1. Agua azucarada a sol

2. La neblina o niebla es un coloide formado por partículas de agua liquida dispersadas en el aire.

3. El agua turbia es una suspensión.

Tratamiento cinético Es la rama de la fisicoquímica que estudia la velocidad de las reacciones y su mecanismo (Maron yyPrutton, (2002), Es toda sustancia química purificada utilizada en la prevención, diagnóstico y tratamiento de una enfermedad; para evitar la aparición; de un proceso fisiológico no deseado; o para modificar condiciones; fisiológicas con fines específicos Tratamiento general de equilibrio La expresión de la constante de equilibrio puede escribirse como el producto de un cociente de concentraciones Kc y un cociente de coeficientes de actividad, Γ.

Potencial químico El potencial químico de un sistema termodinámico es el cambio de energía que experimentaría el sistema si fuera introducida en éste una partícula adicional, con la entropía y el volumen mantenidos constantes. Si un sistema contiene más de una especie de partículas, hay un potencial químico diferente asociado a cada especie. El potencial químico es un parámetro fundamental en termodinámica y se asocia a la cantidad de materia. En termodinámica, dentro de la física y en termoquímica dentro de la química, potencial químico, cuyo símbolo es μ, es un término introducido en 1876 por el físico estadounidense Willard Gibbs, quien lo definió como sigue: Si suponemos que se añade una cantidad infinitesimal de cualquier sustancia a una masa homogénea cualquiera en un estado de tensión hidrostática, que la masa permanece homogénea y su entropía y la presión permanecen constantes, el incremento de la energía interna de

la masa dividida por la cantidad de la sustancia añadida es el potencial para esa sustancia en la masa considerada. Más simplemente, el potencial químico también se define como la tendencia de un componente a escapar de una determinada fase, así, si el potencial químico es alto, el componente tenderá a salir lo más rápido posible de la fase en que se encuentra y al contrario, si es bajo (incluyendo valores negativos), tenderá a permanecer en ella Reversibilidad de las reacciones químicas Para que sea posible una reacción química, es necesaria la presencia de dos compuestos químicos reaccionantes que darán origen a dos o más compuestos químicos resultantes o productos de la reacción. Estas reacciones pueden ser reversibles o irreversibles.

Donde a, b y c, d representan el número de moles relativos de los reactivos A, B y de los productos C, D respectivamente y se los llama coeficientes estequiométricos.1 Reacciones químicas reversibles: son aquellas en las que los reaccionantes dan origen a productos que a su vez se descomponen y dan lugar de nuevo a las sustancias que reaccionaron inicialmente. La reacción transcurre en ambos sentidos (

).

Reacciones químicas irreversibles: Estas reacciones se producen cuando uno o ambos compuestos químicos reaccionantes se agotan y no es posible volver a obtener las sustancias originales, es una reacción que transcurre en un solo sentido (

).

Condición para el establecimiento del equilibrio químico como un fenómeno dinámico Ocurre cuando dos procesos reversibles ocurren al mismo paso. Muchos procesos (como algunas reacciones químicas) son reversibles y cuando están en un equilibrio dinámico, reacciones opuestas ocurren al mismo paso(es demasiado eficiente). Un ejemplo del proceso puede ser imaginado con un recipiente lleno de agua que se coloca en un cuarto pequeño. El agua del recipiente evapora, y el aire en el cuarto se empieza a saturar del vapor de agua. Finalmente, el aire en el cuarto será completamente saturado y el nivel de agua en el cubo parará completamente. Sin embargo, el agua en el recipiente sigue evaporando. Lo que está pasando es que las moléculas de agua en el aire, de vez en cuando se chocan contra la superficie del agua y se vuelven a condensar. Esto ocurre al mismo ritmo al que el agua se evapora del cubo. Este es en un ejemplo de equilibrio dinámico porque el ritmo de evaporación es igual al ritmo de condensación. El concepto del equilibrio dinámico no está limitado a los simples cambios de estado. Con frecuencia se aplica al análisis cinético de reacciones químicas para obtener información útil sobre la proporción de reactivos y productos que formarán el equilibrio. Debe apreciarse que en un equilibrio las concentraciones de los reactivos y las concentraciones de los productos son constantes. El término también tiene otras aplicaciones. Siempre se refiere a una situación estable mantenida por procesos en equilibrio. Por ejemplo, en ecología, una población de organismos que no variase tendría, a su vez, equilibrando el índice de natalidad y el índice de mortalidad. En el campo de la salud también se ha llegado a emplear el término de equilibrio dinámico: un cuerpo saludable se encuentra en un estado de equilibrio dinámico cuando todos los procesos internos se encuentran en armonía y balance. Los procesos anabólicos y catabólicos trabajan en armonía y todas las células que forman el organismo trabajan conjuntamente para mantener este equilibrio.

Para las reacciones en fase gaseosa, se utiliza la presión parcial en lugar de la concentración y el coeficiente de fugacidad en vez del coeficiente de actividad. En el mundo real, por ejemplo, al fabricar el amoniaco en la industria, deben tenerse en cuenta los coeficientes de fugacidad. En disoluciones Las reacciones transcurren hasta un estado de equilibrio químico en el cual la relación de concentración entre reactivos y productos es constante. Las expresiones de la constante de equilibrio son ecuaciones algebraicas que describen las relaciones de concentración entre reactivos y productos en el equilibrio químico. Tales relaciones permiten calcular la cantidad de analito que queda sin reaccionar cuando se alcanza el estado estacionario. Equilibrio homogéneo y heterogéneo Equilibrio Homogéneo: Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase. Equilibrio Heterogéneo: Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases. Ejemplos de equilibrio Homogéneo: 2NO (g) + O2 (g) Û 2NO2 (g)

CH3COOH (ac) + H2O (l) Û CH3COO (ac) + H3O+ (ac)

Ejemplos de equilibrio Heterogéneo:

CaCO3 (s) Û CaO (s) + CO2 (g) Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintas

(NH4)2Se (s) Û 2NH3 (g) + H2Se (g)

Bibliografía 1 de octubre de 2010 Publicado por Mónica González Equilibrio químico | La Guía de Química http://quimica.laguia2000.com/reaccionesquimicas/equilibrio-quimico https://es.wikipedia.org/wiki/Potencial_qu%C3%ADmico http://www.monografias.com/trabajos15/equilibrio-quimico/equilibrioquimico https://es.wikipedia.org/wiki/Potencial_qu%C3%ADmico http://www.rena.edu.ve/cuartaEtapa/quimica https://es.wikiversity.org/wiki/Equilibrio_qu%C3%ADmico_en_disoluci %C3%B3n