Universidad Católica De Valencia San Vicente Mártir
Ciencias Del Mar
Primer año
Class notes
Apuntes del Tema 4 de Química de las Disoluciones Acuosas de UCV Ciencias del Mar: Equilibrios Químicos
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Course
Primer año
Institution
Universidad Católica De Valencia San Vicente Mártir
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.
Universidad Católica de Valencia San Vicente Mártir
Ciencias del mar
Primer año
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Tema 4 - Equilibrios químicos
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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