Reversibilidad de reacciones químicas.

cáncer de estómago

>> Química: Reacciones reversibles e irreversibles

CO2+ H2O = H2CO3

Deje reposar la solución ácida resultante sobre un soporte. Pasado un tiempo, veremos que la solución ha vuelto a tomar un color violeta, ya que el ácido se ha descompuesto en sus sustancias originales.

Este proceso se puede realizar mucho más rápido si la solución es un tercio de ácido carbónico. En consecuencia, la reacción para producir ácido carbónico ocurre tanto en dirección directa como inversa, es decir, es reversible. La reversibilidad de una reacción se indica mediante dos flechas de direcciones opuestas:

Entre las reacciones reversibles que subyacen a la producción de los productos químicos más importantes, citamos como ejemplo la reacción de síntesis (compuesto) de óxido de azufre (VI) a partir de óxido de azufre (IV) y oxígeno.

1. Reacciones reversibles e irreversibles.

2. Regla de Berthollet.

Escriba las ecuaciones para las reacciones de combustión discutidas en el texto del párrafo, observando que como resultado de estas reacciones se forman óxidos de los elementos a partir de los cuales se construyen las sustancias originales.

Dé una descripción de las últimas tres reacciones realizadas al final del párrafo según el plan: a) la naturaleza y número de reactivos y productos; b) estado de agregación; c) dirección: d) presencia de un catalizador; e) liberación o absorción de calor

¿Qué inexactitud se cometió al escribir la ecuación para la reacción de la cocción de piedra caliza propuesta en el texto del párrafo?

¿Qué tan cierto es decir que las reacciones compuestas serán generalmente reacciones exotérmicas? Justifique su punto de vista utilizando los hechos proporcionados en el texto del libro de texto. Contenido de la lección notas de la lección marco de apoyo presentación de lecciones métodos de aceleración tecnologías interactivas Práctica tareas y ejercicios talleres de autoevaluación, capacitaciones, casos, misiones preguntas de discusión de tareas preguntas retóricas de los estudiantes Ilustraciones audio, videoclips y multimedia fotografías, cuadros, gráficos, tablas, diagramas, humor, anécdotas, chistes, historietas, parábolas, refranes, crucigramas, citas Complementos resúmenes artículos trucos para los curiosos cunas libros de texto diccionario de términos básico y adicional otrosMejorar los libros de texto y las lecciones. corregir errores en el libro de texto actualizar un fragmento de un libro de texto, elementos de innovación en la lección, reemplazar conocimientos obsoletos por otros nuevos Sólo para profesores plan calendario para el año; recomendaciones metodológicas; Lecciones integradas

Temas del codificador: reacciones reversibles e irreversibles. Equilibrio químico. Cambio en el equilibrio químico bajo la influencia de varios factores.

Si es posible una reacción inversa, las reacciones químicas se dividen en reversibles e irreversibles.

Reacciones químicas reversibles. Son reacciones cuyos productos, en determinadas condiciones, pueden interactuar entre sí.

Reacciones irreversibles Son reacciones cuyos productos no pueden interactuar entre sí en determinadas condiciones.

Más detalles sobre clasificación de reacciones químicas se puede leer.

La probabilidad de interacción del producto depende de las condiciones del proceso.

Entonces, si el sistema abierto, es decir. intercambia materia y energía con el medio ambiente, entonces las reacciones químicas en las que, por ejemplo, se forman gases, serán irreversibles. Por ejemplo , al calcinar bicarbonato de sodio sólido:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Se liberará gas dióxido de carbono y se evaporará de la zona de reacción. Por lo tanto, tal reacción será irreversible bajo estas condiciones. si consideramos sistema cerrado , cual no poder intercambiar una sustancia con el medio ambiente (por ejemplo, una caja cerrada en la que ocurre la reacción), entonces el dióxido de carbono no podrá escapar de la zona de reacción e interactuará con el agua y el carbonato de sodio, entonces la reacción será reversible bajo estas condiciones:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

consideremos reacciones reversibles. Dejemos que la reacción reversible proceda según el esquema:

aA + bB = cC + dD

La velocidad de la reacción directa según la ley de acción de masas está determinada por la expresión: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , la velocidad de la reacción inversa: v 2 =k 2 ·C C s ·C D d . Si en el momento inicial de la reacción no hay sustancias C y D en el sistema, entonces las partículas A y B chocan e interactúan principalmente, y se produce una reacción predominantemente directa. Poco a poco, la concentración de partículas C y D también comenzará a aumentar, por lo que aumentará la velocidad de la reacción inversa. en algún momento la velocidad de la reacción directa será igual a la velocidad de la reacción inversa. Este estado se llama equilibrio químico .

De este modo, equilibrio químico es un estado del sistema en el que las velocidades de reacciones directas e inversas son iguales .

Porque las tasas de reacciones directas e inversas son iguales, la tasa de formación de sustancias es igual a la tasa de su consumo y la corriente las concentraciones de sustancias no cambian . Estas concentraciones se denominan equilibrio .

Tenga en cuenta que en equilibrio Hay reacciones tanto directas como inversas., es decir, los reactivos interactúan entre sí, pero los productos también interactúan a la misma velocidad. Al mismo tiempo, los factores externos pueden influir desplazar equilibrio químico en una dirección u otra. Por tanto, el equilibrio químico se llama móvil o dinámico.

La investigación en el campo del equilibrio móvil se inició en el siglo XIX. Los trabajos de Henri Le Chatelier sentaron las bases de la teoría, que luego fue generalizada por el científico Karl Brown. El principio de equilibrio móvil, o principio de Le Chatelier-Brown, establece:

Si un sistema en estado de equilibrio está influenciado por un factor externo que cambia cualquiera de las condiciones de equilibrio, entonces se intensifican los procesos en el sistema destinados a compensar la influencia externa.

En otras palabras: cuando hay una influencia externa sobre el sistema, el equilibrio se desplazará para compensar esta influencia externa.

Este principio, que es muy importante, funciona para cualquier fenómeno de equilibrio (no sólo para reacciones químicas). Sin embargo, ahora lo consideraremos en relación con las interacciones químicas. En el caso de reacciones químicas, las influencias externas provocan cambios en las concentraciones de equilibrio de las sustancias.

Las reacciones químicas en equilibrio pueden verse afectadas por tres factores principales: temperatura, presión y concentraciones de reactivos o productos.

1. Como es sabido, las reacciones químicas van acompañadas de un efecto térmico. Si la reacción directa ocurre con la liberación de calor (exotérmica o +Q), entonces la reacción inversa ocurre con la absorción de calor (endotérmica o -Q), y viceversa. si levantas temperatura En el sistema, el equilibrio se desplazará para compensar este aumento. Es lógico que en una reacción exotérmica no se pueda compensar el aumento de temperatura. Por lo tanto, a medida que aumenta la temperatura, el equilibrio en el sistema se desplaza hacia la absorción de calor, es decir, hacia reacciones endotérmicas (-Q); con temperatura decreciente - hacia una reacción exotérmica (+Q).

2. En el caso de reacciones de equilibrio, cuando al menos una de las sustancias está en fase gaseosa, el equilibrio también se ve afectado significativamente por un cambio presión en el sistema. A medida que aumenta la presión, el sistema químico intenta compensar este efecto y aumenta la velocidad de reacción, en la que disminuye la cantidad de sustancias gaseosas. A medida que disminuye la presión, el sistema aumenta la velocidad de reacción, lo que produce más moléculas de sustancias gaseosas. Por lo tanto: con un aumento de presión, el equilibrio se desplaza hacia una disminución en el número de moléculas de gas, y con una disminución de la presión, hacia un aumento en el número de moléculas de gas.

¡Prestar atención! ¡Los sistemas donde el número de moléculas de gases y productos reactivos es el mismo no se ven afectados por la presión! Además, los cambios de presión prácticamente no tienen ningún efecto sobre el equilibrio en las soluciones, es decir. en reacciones donde no hay gases.

3. Además, el equilibrio en los sistemas químicos se ve afectado por cambios. concentraciones reactivos y productos. A medida que aumenta la concentración de reactivos, el sistema intenta consumirlos y aumenta la velocidad de la reacción directa. A medida que disminuye la concentración de reactivos, el sistema intenta producirlos y aumenta la velocidad de la reacción inversa. A medida que aumenta la concentración de productos, el sistema también intenta consumirlos y aumenta la velocidad de la reacción inversa. Cuando la concentración de productos disminuye, el sistema químico aumenta la velocidad de su formación, es decir, velocidad de reacción directa.

Si en un sistema químico la velocidad de reacción directa aumenta bien , hacia la formación de productos Y consumo de reactivos . Si la velocidad de reacción inversa aumenta, decimos que el equilibrio se ha desplazado izquierda , hacia el consumo de alimentos Y aumentar la concentración de reactivos .

Por ejemplo, en la reacción de síntesis de amoniaco:

norte 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q

Un aumento de presión conduce a un aumento en la velocidad de reacción, en la que se forman menos moléculas de gas, es decir. reacción directa (el número de moléculas de gases reactivos es 4, el número de moléculas de gas en productos es 2). A medida que aumenta la presión, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, hacia los productos. En aumento de temperatura el equilibrio cambiará en dirección opuesta a la reacción endotérmica, es decir. a la izquierda, hacia los reactivos. Un aumento en la concentración de nitrógeno o hidrógeno desplazará el equilibrio hacia su consumo, es decir, a la derecha, hacia los productos.

Catalizador no afecta el equilibrio, porque acelera las reacciones tanto directas como inversas.

Todas las reacciones químicas se dividen en dos tipos: reversibles e irreversibles.

Irreversible Se denominan reacciones que proceden en una sola dirección, es decir, los productos de estas reacciones no interactúan entre sí para formar las sustancias de partida.

Una reacción irreversible finaliza cuando al menos una de las sustancias iniciales se consume por completo. Las reacciones de combustión son irreversibles; muchas reacciones de descomposición térmica de sustancias complejas; la mayoría de las reacciones que dan como resultado la formación de precipitación o la liberación de sustancias gaseosas, etc. Por ejemplo:

C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Reversible Las reacciones que ocurren simultáneamente en dirección directa e inversa se denominan:

En ecuaciones de reacciones reversibles se utiliza el signo de reversibilidad.

Un ejemplo de reacción reversible es la síntesis de yoduro de hidrógeno a partir de y:

Algún tiempo después del inicio de la reacción química, no sólo se puede detectar en la mezcla de gases no sólo el producto final de la reacción, HI, sino también las sustancias de partida, H 2 y I 2. No importa cuánto dure la reacción, la mezcla de reacción a 350 o C siempre contendrá aproximadamente 80% HI, 10% H 2 y 10% I 2. Si tomamos HI como sustancia inicial y lo calentamos a la misma temperatura, podemos encontrar que después de un tiempo la proporción entre las cantidades de las tres sustancias será la misma. Por tanto, durante la formación de yoduro de hidrógeno a partir de hidrógeno y yodo, se producen simultáneamente reacciones directas e inversas.

Si se toman hidrógeno y yodo en concentraciones y como sustancias de partida, entonces la velocidad de la reacción directa en el momento inicial fue igual a: v pr = k pr ∙ . La velocidad de la reacción inversa v arr = k arr 2 en el momento inicial es cero, ya que no hay yoduro de hidrógeno en la mezcla de reacción ( = 0). Gradualmente, la velocidad de la reacción directa disminuye a medida que el hidrógeno y el yodo reaccionan y sus concentraciones disminuyen. En este caso, la velocidad de la reacción inversa aumenta porque la concentración de yoduro de hidrógeno formado aumenta gradualmente. Cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan, se produce el equilibrio químico. En un estado de equilibrio, durante un cierto período de tiempo, se forma el mismo número de moléculas de HI que se descomponen en H 2 e I 2 .

El estado de una reacción reversible, en el que la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa, se llama equilibrio químico.

El equilibrio químico es un equilibrio dinámico. En un estado de equilibrio, continúan ocurriendo reacciones directas e inversas, pero como sus velocidades son iguales, las concentraciones de todas las sustancias en el sistema de reacción no cambian. Estas concentraciones se llaman concentraciones de equilibrio.

Cambio de equilibrio químico

El principio de Le Chatelier

El equilibrio químico es móvil. Cuando las condiciones externas cambian, las velocidades de las reacciones directa e inversa pueden volverse desiguales, lo que provoca un cambio en el equilibrio.

Si, como resultado de una influencia externa, la velocidad de la reacción directa se vuelve mayor que la velocidad de la reacción inversa, entonces hablamos de un cambio en el equilibrio. bien(hacia la reacción directa). Si la velocidad de la reacción inversa es mayor que la velocidad de la reacción directa, entonces hablamos de un cambio en el equilibrio. izquierda(hacia la reacción contraria). El resultado de un cambio en el equilibrio es la transición del sistema a un nuevo estado de equilibrio con una proporción diferente de concentraciones de sustancias reactivas.

La dirección del cambio de equilibrio está determinada por el principio formulado por el científico francés Le Chatelier (1884):

Si se ejerce una influencia externa sobre un sistema en equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza hacia la reacción (directa o inversa) que contrarresta esta influencia.

Los factores externos más importantes que pueden provocar un cambio en el equilibrio químico son:

a) concentraciones de sustancias reaccionantes;

segundo) temperatura;

c) presión.

Efecto de la concentración de reactivos.

Si alguna de las sustancias que participan en la reacción se introduce en el sistema de equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza hacia la reacción durante la cual se consume esta sustancia. Si se elimina alguna sustancia de un sistema en equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza hacia la reacción durante la cual se forma esta sustancia.

Por ejemplo, considere qué sustancias se deben introducir y qué sustancias se deben eliminar del sistema de equilibrio para desplazar la reacción de síntesis reversible hacia la derecha:

Para desplazar el equilibrio hacia la derecha (hacia la reacción directa de formación de amoníaco), es necesario introducir hidrógeno en la mezcla en equilibrio (es decir, aumentar sus concentraciones) y eliminar el amoníaco de la mezcla en equilibrio (es decir, disminuir su concentración).

Efecto de la temperatura

Las reacciones directas e inversas tienen efectos térmicos opuestos: si la reacción directa es exotérmica, entonces la reacción inversa es endotérmica (y viceversa). Cuando el sistema se calienta (es decir, su temperatura aumenta), el equilibrio se desplaza hacia la reacción endotérmica; al enfriarse (temperatura más baja), el equilibrio se desplaza hacia la reacción exotérmica.

Por ejemplo, la reacción de síntesis de amoníaco es exotérmica: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + 92 kJ, y la reacción de descomposición de amoníaco (reacción inversa) es endotérmica: 2NH 3 (g) → N. 2 (g) + 3H 2 (g) - 92 kJ. Por tanto, un aumento de temperatura desplaza el equilibrio hacia la reacción inversa de la descomposición del amoníaco.

Efecto de la presión

La presión afecta el equilibrio de las reacciones en las que participan sustancias gaseosas. Si la presión externa aumenta, entonces el equilibrio se desplaza hacia una reacción en la que disminuye el número de moléculas de gas. Por el contrario, el equilibrio se desplaza hacia la formación de más moléculas gaseosas a medida que disminuye la presión externa. Si la reacción transcurre sin cambiar el número de moléculas de sustancias gaseosas, entonces la presión no afecta el equilibrio en este sistema.

Por ejemplo, para aumentar el rendimiento de amoníaco (desplazamiento hacia la derecha), es necesario aumentar la presión en un sistema de reacción reversible, ya que durante una reacción directa el número de moléculas gaseosas disminuye (se forman dos moléculas de amoníaco gaseoso a partir de cuatro moléculas de gases de nitrógeno e hidrógeno).

Entre las numerosas clasificaciones de tipos de reacciones, por ejemplo, aquellas que están determinadas por el efecto térmico (exotérmica y endotérmica), por cambios en los estados de oxidación de sustancias (redox), por la cantidad de componentes que participan en ellas (descomposición, compuestos ), y así sucesivamente, reacciones que ocurren en dos direcciones mutuas, también llamadas reversible . Una alternativa a las reacciones reversibles son las reacciones. irreversible, durante el cual se forma el producto final (precipitado, sustancia gaseosa, agua). Entre estas reacciones se encuentran las siguientes:

Reacciones de intercambio entre soluciones salinas, durante las cuales se forma un precipitado insoluble - CaCO 3:

Ca(OH)2 + K2CO3 → CaCO 3↓ + 2KON (1)

o una sustancia gaseosa - CO 2:

3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 →2K 3 RO 4 + 3 CO2+ 3H2O (2)

o se obtiene una sustancia ligeramente disociable - H 2 O:

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H2oh(3)

Si consideramos una reacción reversible, entonces avanza no solo en la dirección de avance (en las reacciones 1,2,3 de izquierda a derecha), sino también en la dirección opuesta. Un ejemplo de tal reacción es la síntesis de amoníaco a partir de sustancias gaseosas: hidrógeno y nitrógeno:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)

De este modo, una reacción química se llama reversible si avanza no solo en dirección directa (→), sino también en dirección inversa (←) y está indicado por el símbolo (↔).

La característica principal de este tipo de reacción es que los productos de reacción se forman a partir de las sustancias de partida, pero al mismo tiempo los reactivos de partida se forman a partir de los mismos productos. Si consideramos la reacción (4), entonces en una unidad de tiempo relativa, simultáneamente con la formación de dos moles de amoníaco, se producirá su descomposición con la formación de tres moles de hidrógeno y un mol de nitrógeno. Denotemos la velocidad de reacción directa (4) con el símbolo V 1, luego la expresión para esta velocidad tomará la forma:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

donde el valor “k” se define como la constante de velocidad de una reacción determinada, los valores [H 2 ] 3 y corresponden a las concentraciones de las sustancias de partida elevadas a potencias correspondientes a los coeficientes de la ecuación de reacción. De acuerdo con el principio de reversibilidad, la velocidad de la reacción inversa tomará la expresión:

V 2 = kˑ 2 (6)

En el momento inicial, la velocidad de la reacción directa adquiere el mayor valor. Pero gradualmente las concentraciones de los reactivos de partida disminuyen y la velocidad de reacción disminuye. Al mismo tiempo, la velocidad de la reacción inversa comienza a aumentar. Cuando las velocidades de reacciones directas e inversas se vuelven iguales (V 1 = V 2), estado de equilibrio , en el que ya no hay cambios en las concentraciones de los reactivos inicial y resultante.

Cabe señalar que algunas reacciones irreversibles no deben tomarse literalmente. Demos un ejemplo de la reacción de interacción de un metal con un ácido, en particular zinc con ácido clorhídrico, citada con más frecuencia:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (7)

De hecho, el zinc se disuelve en ácido para formar una sal: cloruro de zinc y gas hidrógeno, pero después de un tiempo la velocidad de la reacción directa disminuye a medida que aumenta la concentración de sal en la solución. Cuando la reacción prácticamente se detiene, una cierta cantidad de ácido clorhídrico estará presente en la solución junto con cloruro de zinc, por lo que la reacción (7) se debe dar de la siguiente forma:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)

O en el caso de la formación de un precipitado insoluble obtenido al fusionar soluciones de Na 2 SO 4 y BaCl 2:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)

la sal precipitada BaSO 4, aunque en pequeña medida, se disociará en iones:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Por tanto, los conceptos de reacciones irreversibles e irreversibles son relativos. Sin embargo, tanto en la naturaleza como en la actividad práctica de las personas, estas reacciones son de gran importancia. Por ejemplo, procesos de combustión de hidrocarburos o sustancias orgánicas más complejas, como el alcohol:

CH4 + O2 = CO2 + H2O (11)

2C 2 H 5 OH + 5O 2 = 4CO 2 + 6H 2 O (12)

Son procesos absolutamente irreversibles. ¡Se consideraría un feliz sueño de la humanidad si las reacciones (11) y (12) fueran reversibles! ¡Entonces sería posible volver a sintetizar gas, gasolina y alcohol a partir de CO 2 y H 2 O! Por otro lado, reacciones reversibles como la (4) o la oxidación del dióxido de azufre:

Así 2 + O 2 ↔ Así 3 (13)

son básicos en la producción de sales de amonio, ácido nítrico, ácido sulfúrico y otros compuestos orgánicos e inorgánicos. ¡Pero estas reacciones son reversibles! Y para obtener los productos finales: NH 3 o SO 3, es necesario utilizar métodos tecnológicos como: cambiar las concentraciones de reactivos, cambiar la presión, aumentar o disminuir la temperatura. Pero este ya será el tema del siguiente tema: “Cambio en el equilibrio químico”.

blog.site, al copiar material total o parcialmente, se requiere un enlace a la fuente original.

Reacciones reversibles- reacciones químicas, en determinadas condiciones, que ocurren simultáneamente en dos direcciones opuestas (hacia adelante y hacia atrás), las sustancias iniciales no se convierten completamente en productos. por ejemplo: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

La dirección de las reacciones reversibles depende de las concentraciones de las sustancias que participan en la reacción. Al completarse la reacción reversible, es decir, al alcanzar equilibrio químico, el sistema contiene tanto materiales de partida como productos de reacción.

Una reacción reversible simple (de una etapa) consta de dos reacciones elementales que ocurren simultáneamente y que se diferencian entre sí sólo en la dirección de la transformación química. La dirección de la reacción final accesible a la observación directa está determinada por cuál de estas reacciones mutuamente inversas tiene una velocidad mayor. Por ejemplo, una reacción simple

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2

Consiste en reacciones elementales.

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 y 2NO 2 ⇆ N 2 O 4

Para la reversibilidad de una reacción compleja (de varias etapas), es necesario que todas sus etapas constituyentes sean reversibles.

Para reacciones reversibles La ecuación suele escribirse de la siguiente manera: A + B AB.

Dos flechas con direcciones opuestas indican que, en las mismas condiciones, se producen simultáneamente reacciones directas e inversas.

Irreversible Se trata de procesos químicos cuyos productos no pueden reaccionar entre sí para formar las sustancias de partida. Desde el punto de vista Termodinámica: las cosas iniciales se transforman completamente en productos. Ejemplos de reacciones irreversibles incluyen la descomposición de la sal de Berthollet al calentar 2КlО3 > 2Кl + 3О2,

Las reacciones irreversibles son aquellas reacciones que ocurren:

1) los productos resultantes abandonan la esfera de reacción: precipitan y se liberan en forma de gas, por ejemplo BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O

2) se forma un compuesto ligeramente disociado, por ejemplo agua: HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

3) la reacción va acompañada de una gran liberación de energía, por ejemplo la combustión de magnesio

Mg + 1/2 O 2 = MgO, ∆H = -602,5 kJ / mol

El equilibrio químico es un estado de un sistema de reacción en el que las velocidades de reacciones directas e inversas son iguales.

Concentración de equilibrio de sustancias. son las concentraciones de sustancias en una mezcla de reacción que se encuentran en estado de equilibrio químico. La concentración de equilibrio está indicada por la fórmula química de la sustancia entre corchetes.

Por ejemplo, la siguiente entrada indica que la concentración de equilibrio de hidrógeno en el sistema de equilibrio es 1 mol/L.

Equilibrio químico difiere del concepto de “equilibrio” que nos resulta familiar. El equilibrio químico es dinámico. En un sistema en estado de equilibrio químico, ocurren reacciones directas e inversas, pero sus velocidades son iguales y, por lo tanto, las concentraciones de las sustancias involucradas no cambian. El equilibrio químico se caracteriza por una constante de equilibrio igual a la relación de las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa.

Las constantes de velocidad para una reacción directa e inversa son las velocidades de una reacción dada en concentraciones de las sustancias de partida para cada una de ellas en unidades iguales. Además, la constante de equilibrio es igual a la relación entre las concentraciones de equilibrio de los productos de reacción directa en potencias de coeficientes estequiométricos y el producto de las concentraciones de equilibrio de los reactivos.

Н2+I2 = 2НI

Si , entonces hay más materiales de partida en el sistema. Si , entonces hay más productos de reacción en el sistema. Si la constante de equilibrio es significativamente mayor que 1, la reacción se llama irreversible.

La posición del equilibrio químico depende de los siguientes parámetros de reacción: temperatura, presión y concentración de sustancias. La influencia que estos factores tienen en una reacción química está sujeta a un patrón que fue establecido en 1884 por el físico químico francés Le Chatelier y confirmado ese mismo año por el físico químico holandés Van't Hoff. La formulación moderna del principio de Le Chatelier es la siguiente : si el sistema está en estado de equilibrio, entonces cualquier impacto que se exprese en un cambio en uno de los factores que determina el equilibrio provoca un cambio en el mismo que tiende a debilitar ese impacto.

En el principio de Le Chatelier, estamos hablando de un cambio en el estado de equilibrio químico dinámico; este principio también se llama principio de equilibrio móvil o principio de equilibrio cambiante.

Consideremos el uso de este principio para varios casos:

Efecto de la temperatura. Cuando cambia la temperatura, el cambio en el equilibrio químico está determinado por el signo del efecto térmico de la reacción química. En el caso de una reacción endotérmica, es decir, una reacción que ocurre con la absorción de calor, un aumento de temperatura favorece su ocurrencia, ya que la temperatura disminuye durante la reacción. Como resultado, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, aumentan las concentraciones de productos y aumenta su rendimiento. Si la temperatura disminuye, se observa la imagen opuesta: el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (hacia la reacción inversa, que ocurre con la liberación de calor), la concentración y el rendimiento de productos disminuyen.

Por el contrario, en una reacción exotérmica, un aumento de temperatura provoca un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda y una disminución de la temperatura provoca un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha.

Los cambios en la concentración de productos y reactivos se deben a que cuando cambia la temperatura, cambia la constante de equilibrio de la reacción. Un aumento en la constante de equilibrio conduce a un aumento en el rendimiento de los productos, una disminución conduce a una disminución.

Por ejemplo, un aumento de temperatura en el caso de un proceso endotérmico de descomposición del carbonato de calcio. CaCO 3 (t) Û CaO (t)+ CO 2 (g) − Q provoca un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha, y en el caso de una reacción exotérmica de descomposición del monóxido de nitrógeno en sustancias simples
2NO Û N 2 + O 2 +Q Un aumento de temperatura desplaza el equilibrio hacia la izquierda, es decir, promueve la formación de NO.

Efecto de la presión. La presión tiene un efecto notable sobre el estado de equilibrio químico solo en los casos en que al menos uno de los participantes en la reacción química es un gas. Un aumento de presión en tales sistemas va acompañado de una disminución del volumen y un aumento de la concentración de todos los participantes gaseosos en la reacción.

Si durante una reacción directa aumenta la cantidad de sustancias gaseosas, entonces el aumento de presión conduce a un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (la cantidad de gases disminuye durante la reacción inversa). Si durante una reacción la cantidad de sustancias gaseosas disminuye, a medida que aumenta la presión, el equilibrio se desplaza hacia la derecha. Si las cantidades de reactivos y productos gaseosos son iguales, un cambio de presión no produce un cambio en el equilibrio químico.

Cabe señalar que los cambios de presión no afectan la constante de equilibrio.

Efecto de la concentración. Según el principio de Le Chatelier, un aumento en la concentración de uno de los participantes de la reacción debería conducir a su consumo. Por lo tanto, si se agrega un reactivo al sistema en V = constante, el equilibrio se desplazará hacia la derecha, y si el producto de la reacción, hacia la izquierda. Eliminar una sustancia del sistema (disminuir su concentración) tiene el efecto contrario.

Todo lo anterior se aplica tanto a soluciones líquidas como gaseosas (mezclas de gases).