La velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo




descargar 213.64 Kb.
títuloLa velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo
página1/6
fecha de publicación07.02.2016
tamaño213.64 Kb.
tipoDocumentos
med.se-todo.com > Química > Documentos
  1   2   3   4   5   6


PRINCIPIOS DE EQUILIBRIO QUÍMICO
Desde los comienzos de las ciencias químicas, intrigó siempre a los químicos la cuestión básica de la reacción química: si dos sustancias se ponen en contacto o se mezclan en condiciones dadas de T y P, se producirá o no una reacción?. Si se produce, cuánto reaccionará de los reactivos?. Será la reacción completa o incompleta?.

No hay más respuestas claras posibles que las proporcionadas empíricamente por la experiencia ordinaria: nosotros sabemos que los ácidos reaccionan con los carbonatos, que los materiales orgánicos se queman en oxígeno, que los metales activos liberan hidrógeno del agua. Nuestra capacidad para hacer predicciones de reacciones químicas, proviene del gran bagaje de experiencia básica cualitativa. A las predicciones las refinamos más, para hacerlas más cuantitativas, añadiéndoles ciertos números como constante de equilibrio, productos de solubilidad, coeficientes de adsorción, constantes de velocidad, etc.

O también podemos representar a las reacciones en términos de las energías que las hacen capaces de actuar: energía libre, entalpía de reacción, entropía de reacción, etc.

Para comenzar podemos aplicar a nuestras reacciones los números más simples de las constantes de equilibrio.

Haciendo un poco de historia, fueron dos químicos nouregos: Guldberg y Waage quienes tropezaron casi por accidente con la clave del manipuleo numérico del equilibrio químico.

La Ley de Acción de Masas

Ellos se ocupaban con el problema de descubrir la causa de que una reacción tenga lugar, e imaginaban ideas definidas vagamente como las "fuerzas químicas" y "afinidades químicas". Por supuesto, que ya se sabía que había reacciones químicas "rápidas" que se completan y reacciones químicas "lentas" incompletas. Trabajando con las reacciones lentas, experimentaban con distintos montos de reactivos y observaban el efecto que producían sobre la velocidad de la reacción, y sacaron la conclusión que la "fuerza directriz" de una reacción dependía de la masa de cada sustancia. Por masa entendemos hoy día "concentración", y así se llega a la formulación de la "ley" de acción de masas: La velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo.

La ley, sin embargo, sólo se cumple si la reacción es el resultado de simples colisiones moleculares, con alguna fracción del número total de colisiones produciendo efectivamente la reacción química en un tiempo dado. Desafortunadamente, la mayoría de las reacciones no son así de simples. Si las velocidades de reacción se miden experimentalmente, se ve que dependen en general de varias potencias de la concentración y a veces de potencias negativas, y no de la primera potencia, tal como lo requiere la ley. Esto significa presumiblemente, que las reacciones tienen lugar en etapas, algunas siendo más lentas que otras, cada etapa puede seguir individualmente a la "ley", pero la suma total de las etapas que van a diferentes velocidades no lo hacen. No obstante la ley se cumple en los casos ideales y tiene importancia histórica.

Un resultado más importante de los trabajos de Guldberg y Waage, fue el reconocimiento que muchas reacciones químicas son incompletas porque son reversibles y que se obtiene la misma mixtura final de sustancias, cuando una reacción reversible parte de un extremo o del otro. En símbolos una reacción reversible se representa así:

Nosotros podemos mezclar cantidades equivalentes de A y de B en un contenedor, y montos equivalentes de Y y Z en otro. Cuando la reacción se ha detenido en cada uno, encontraremos la misma mezcla de las cuatro sustancias. En el lenguaje de Guldberg y Waage esto significa que ambas reacciones proceden hasta que sus fuerzas directrices se vuelven equivalentes. Si cada "fuerza directriz" es proporcional a las concentraciones:
Fuerza directriz de la reacción directa = k1[A][B]

Fuerza directriz de la reacción inversa = k2[Y][Z]
Luego, la equivalencia de las fuerzas directrices requiere que:


Los corchetes indican concentraciones, k1 y k2 constantes de proporcionalidad, y K es otra constante obtenida dividiendo k1 por k2. En otras palabras, cuando una reacción reversible ha procedido tan lejos como puede, el cociente obtenido de multiplicar las concentraciones de los productos y dividiendo por las concentraciones de los reactantes es una constante. En lenguaje moderno, diríamos que una reacción reversible se detiene cuando ha alcanzado un estado de equilibrio químico, pero que la detención es sólo aparente, porque las dos reacciones están todavía en marcha, y que el estado de equilibrio es meramente un balance entre procesos opuestos que van a igual velocidad. K es la "constante de equilibrio", un número que define la condición de equilibrio para una reacción particular.

La ecuación más general para una reacción química es la siguiente:
(1-1)
Donde A, B, Y y Z representan fórmulas químicas, a, b, y z son coeficientes, los puntos suspensivos son para reactivos o productos adicionales y la doble flecha indica que la reacción es reversible. La correspondiente constante de equilibrio es:
(1-2)
Notar que la concentración de cada sustancia es elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico.

Vamos a aplicar las expresiones de equilibrio a una mezcla de gas cloro, hidrógeno y cloruro de hidrógeno, ya que estos gases son los más comunes en exhalaciones volcánicas. De los estudios de laboratorio se sabe que las mezclas de hidrógeno y cloro pueden reaccionar explosivamente para formar cloruro de hidrógeno, y a la inversa, si se eleva la temperatura lo suficiente, se produce la descomposición en esos elementos. En otras palabras, la reacción representada por la ecuación:
(1-3)
se sabe que es directa e inversa, tal que el equilibrio entre los tres gases, sería el siguiente:
(1-4)
Los corchetes en esta ecuación indican concentraciones de los tres gases. las unidades en que expresamos estas concentraciones deben ser unidades de presión en este caso, atmósferas. 1 atm = 1,013 kilobares = 1013 Hectopascales = 760 mm de mercurio.

El valor medido de K a 1000 ºC es 2.6 x 108, o 108.4 . En una mezcla de equilibrio a esta temperatura, supongamos que H2 y Cl2 están presentes a 1 atm cada uno. Cuál sería la presión parcial del HCl?. Por sustitución tenemos:


Así, cualquiera pueda ser la presión de los dos gases, la tercera debe ser tal que el valor de K permanezca constante.

Una vez que el equilibrio es establecido, un cambio en la concentración de un constituyente debe llevar a cambios en los otros. Por ejemplo, si existe equilibrio entre Cl2 e H2, ambos a 1 atm. y el HCl a 104.2 atm y si se agregan 10 atm de H2 , entonces los tres gases deben reaccionar para llevar a K a su valor de equilibrio original. Esto significa que debe formarse más HCl por reacción entre cloro y algo del hidrógeno añadido. Si X es el monto de hidrógeno que reacciona, entonces x atm. de cloro deben también reaccionar y se producen 2X atm de nuevo HCl. Por lo tanto:

Como sucede a menudo con las constantes de equilibrio, algunas presunciones simples llevan a complicadas ecuaciones algebraicas. Sin embargo, al ser unas cantidades pequeñas en comparación con otras, se las puede omitir y los cálculos se reducen enormemente. Notar que X es pequeña y menor que 1, tal que 2X es despreciable en comparación con 104.2 . Omitiendo 2X del numerador nos queda:

Ahora, x es bastante pequeño en comparación con 10, si x se desprecia en el primer paréntesis, entonces 1-x es igual a 0.1, y x es igual a 0.9. Esto es suficientemente preciso para los propósitos geológicos. Si x no fuera despreciado en el término 10 - x, se obtendría un valor débilmente mejor: x = 0.89. Por lo tanto se obtendría una nueva mezcla de equilibrio entre 9.11 atm de hidrógeno, 0.11 de cloro y 104.2 de HCl.

Todo esto significa que el equilibrio reacciona ante todo tipo de perturbación, cambios de concentración para ajustarse por sí mismo, de tal modo que K permanece constante. esto se conoce como el Principio de Le Chatelier.

EL EFECTO DE LA TEMPERATURA

A baja temperatura el hidrógeno se quema rápidamente en cloro, y si éste se encuentra en exceso no queda hidrógeno detectable. El HCl es estable a bajas temperaturas y no muestra tendencia a reaccionar. Es necesario elevar la temperatura a cerca de 2000 ºC y el HCl se descompone rápidamente en cloro e hidrógeno. Bajo las condiciones de baja temperatura, K es un número grande, la reacción directa es completa y la reacción inversa no se produce. Por otra parte, a 2000 ºC el HCl se descompone y la constante de equilibrio es un número pequeño. Una constante de equilibrio por lo tanto, se define para una temperatura particular y no tiene significado a menos que la temperatura sea especificada. Por convención las constantes de equilibrio se expresan a 25 ºC (condiciones estantards) y este número será dado a menos que se especifique otra temperatura.

Si se tiene cloro e hidrógeno en un contenedor a temperatura ambiente, esa mezcla sería aparentemente estable porque la reacción para dar HCl sería muy lenta. Al contrario si se le acerca una chispa, la reacción tendrá lugar violentamente, demostrando que la mezcla de gases hidrógeno y cloro no está en equilibrio.

Si tomamos como ejemplo de gases volcánicos a los tres que hemos usado recién, veremos que a las altas temperaturas de las exhalaciones de los cráteres, los tres gases aparecen juntos. Las medidas realizadas en otras exhalaciones muestran que las cantidades de los tres gases pueden ser diferentes aún a la misma temperatura. Esta es una evidencia buena, que no todas las mezclas pueden estar en equilibrio. Esto significa que durante el escape violento del gas de la lava bajo la superficie, demuestra que no pasó suficiente tiempo para que se produzca el reajuste de equilibrio. Este hecho, junto a que la reacción de hidrógeno con cloro es exotérmica, ha sugerido una posible explicación de por qué las temperaturas de la superficie de una lava puede ser más caliente que el interior.
SEGUNDO EJEMPLO: DIÓXIDO DE CARBONO EN AGUA (EQUILIBRIO HETEROGENEO)

Un sistema simple de dos fases, común de la experiencia diaria y de gran importancia geológica es el equilibrio entre CO2 y H2O . Para un estudio preliminar de este sistema, se necesita sólo colocar una tapa en un recipiente medio lleno de agua. El CO2 gaseoso sobre la parte superior de la botella se disuelve en el agua y el dióxido de carbono disuelto en el agua escapa al aire y pronto se establece un balance entre estos dos procesos:
CO2 (aire)  CO2 disuelto en agua (1-5)
la importancia de esta reacción es debido a que el dióxido de carbono reacciona con agua para formar ácido carbónico. Así podremos reescribir la ecuación de equilibrio:
(1-6)
Se asume aquí que todo el CO2 forma H2CO3. Esto no es estrictamente correcto, para ser más precisos deberíamos considerar también el equilibrio CO2 (disuelto)+ H2O  H2CO3, el cual se encuentra desplazado hacia la izquierda. Para simplificar esto y otras discusiones, omitiremos esta etapa. Si la presunción es usada consistentemente, la omisión no afecta los argumentos geológicos.

El equilibrio responde predeciblemente a cambios en las condiciones: si incrementamos el monto de CO2 añadiendo algo de un tanque, aceleraremos la reacción directa y se disolverá más CO2; si descendemos la presión de CO2 conectando una bomba de vacío, la reacción directa se enlentece y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda; calentando la botella disminuye la solubilidad del gas(o la estabilidad del H2CO3) y de nuevo el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. Si pudiéramos perturbar la reacción químicamente añadiendo una base para neutralizar el ácido: si un poco de solución de NaOH es vertida en la botella, algo del H2CO3 es destruído, enlenteciendo la reacción inversa y permitiendo que más CO2 se disuelva.

Un valor numérico para la constante de equilibrio K puede
(1-7)


encontrarse buscando la solubilidad del CO2. El valor de las tablas da 0,76 l por litro de agua a 25ºC cuando la presión del CO2 es mantenida a una atmósfera. Para expresar concentraciones en solución, una unidad común es moles por litro; los 0,76 litros de CO2 bajo estas condiciones representarían 0,76/24,5, o 0.031 Moles (24,5, son 24,5 litros, volumen ocupado por un mol de gas a 25ºC). Así, la concentración de H2CO3 puede expresarse como 0,031 M. Para la concentración del CO2 gaseoso, la unidad es la atmósfera de presión, en este caso su concentración será de 1 atm. Para la concentración de H2O podríamos encontrar moles/l (1000/18,006 = 55,5) pero en toda solución diluída, la concentración de agua es casi la misma, tal que podemos tratarla como constante e incluirla en el valor de K. Por lo tanto escribimos:
(1-8)
Notar que K en la ecuación de arriba es 55.5 veces más grande que K en la ecuación anterior, porque la concentración constante del agua quedó incluída en ella. Habiendo encontrado la constante para la reacción del CO2 podemos ahora usarla para calcular cuánto H2CO3 está presente en el agua expuesta al aire. El aire contiene 0.03% de CO2 por volumen; esto significa una fracción de volumen de 0.0003 y por lo tanto una presión parcial de 0.0003 atm. Sustituyendo en la ecuación anterior tenemos:

Esto parecería una concentración muy pequeña de ácido, pero es suficiente para hacer que las aguas naturales sean mucho mejores agentes de meteorización, que lo que podrían serlo sin él.
TERCER EJEMPLO: SULFATO DE CALCIO

El sulfato de calcio agitado en agua se disuelve levemente, produciendo los iones libres Ca2+ y SO42- :
CaSO4  Ca2+ + SO42-
Pronto, la solución se vuelve saturada, después de lo cual no se disuelve más CaSO4 por más que se siga agitando o se añada más CaSO4 sólido. Para probar que existe el equilibrio se tratará de producir la reacción inversa, mezclando en otro contenedor soluciones separadas conteniendo montos equivalentes de Ca2+ y SO42- . Inmediatamente se forma un precipitado de sulfato de calcio y encontramos que las concentraciones de Ca2+ y SO42- liberada en solución cuando el precipitado se asienta es la misma que su concentración en la solución saturada original. Por lo tanto hemos demostrado que la reacción inversa:

Ca2+ + SO42-  CaSO4

lleva al mismo resultado que la reacción directa, tal que la existencia del equilibrio es probada. Nosotros combinamos las ecuaciones en:
  1   2   3   4   5   6

similar:

La velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo iconCinética química. Explica de qué factores depende la velocidad de...

La velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo iconLey de los gases ideales
«n» es constante, podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e inversamente...

La velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo iconQ, que se desplaza a una velocidad, sufre los efectos de una fuerza...

La velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo iconA) no(g) + O3(g)  no2(g) + O2(g) si sabemos que la reacción es de...

La velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo iconExpresión de la velocidad de una reacción química

La velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo iconFactores que afectan a la velocidad de una reacción química

La velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo iconDiagrama presión-volumen a temperatura constante para un gas ideal
«n» es constante, podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e inversamente...

La velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo iconLey de Gravitación Universal
«la fuerza que ejerce un objeto con masa m1 sobre otro con masa m2 es directamente proporcional al producto de ambas masas, e inversamente...

La velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo iconCatalizador (química), sustancia que altera la velocidad de una reacción...

La velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la concentración de cada reactivo iconEs el proceso por el cual se aumenta o disminuye la velocidad de una reacción química. Existen


Medicina



Todos los derechos reservados. Copyright © 2015
contactos
med.se-todo.com