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Equilibrio químico

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Equilibrio químico

Hasta 1803, los científicos creían que todas las reacciones eran irreversibles. Digamos que quieres cocer un huevo. Lo pones en un cazo con agua hirviendo y lo dejas cocer a fuego lento durante unos minutos. Cuando vuelves, el huevo que antes estaba aguado se ha vuelto sólido y está listo para comer. Pero si se enfría el huevo -por ejemplo, congelándolo- no vuelve a su forma líquida y cruda. Los científicos pensaban que esto era así para todas las reacciones.Sin embargo, en 1803, Claude Louis Berthollet observó la formación de cristales de sal en la orilla de un lago salado en Egipto. Observó que se trataba de la reacción que va en dirección opuesta a la habitual, en la que el carbonato de sodio y el cloruro de calcio reaccionaban para producir cloruro de sodio y carbonato de calcio. Su hipótesis es que algunas reacciones pueden ir en sentido inverso. Son las llamadas reacciones reversibles. Si se deja una reacción reversible en un contenedor hermético, creando un sistema cerrado, acabará formando algo que se conoce como estado de equilibrio.

El equilibrio químico es un estado de una reacción química en el que las velocidades de las reacciones hacia adelante y hacia atrás son iguales y las concentraciones de los reactivos y los productos no cambian. También se conoce como equilibrio dinámico.

  • Este artículo trata sobre el equilibrio químico.
  • Empezaremos explicando qué son las reacciones reversibles y explorando los diferentes tipos de equilibrios químicos.
  • A continuación, trataremos el principio de Le Châtelier y los factores que afectan al equilibrio.
  • A continuación, veremos ejemplos de cómo se utilizan las reacciones reversibles en la industria.
  • Por último, hablaremos de las constantes de equilibrio, con especial atención a Kc y Kp.

Reacciones reversibles y equilibrio químico

Muchas reacciones son irreversibles. Si se juntan los reactivos, se les proporciona la energía suficiente y se dan las condiciones adecuadas, reaccionan para formar nuevos productos. Si mezclas estos productos, no pasará nada, no habrá más reacción. Piensa que es como conducir por una calle de un solo sentido.Pero algunas reacciones son reversibles. Esto significa que, en condiciones ligeramente diferentes, los productos de la reacción pueden volver a reaccionar para reformar los reactivos originales. En este caso, la calle es de doble sentido: se puede conducir por ella desde cualquier dirección.

Una reacción reversible es una reacción en la que los productos pueden reaccionar para formar de nuevo los reactivos.

Las reacciones reversibles se indican con medias flechas: ⇋. Al escribir las reacciones reversibles, decimos que la reacción que va de izquierda a derecha, es decir, de los reactivos a los productos, es la reacción hacia adelante o directa y que la reacción que va de derecha a izquierda, de los productos a los reactantes, es la reacción hacia atrás o inversa. Esto facilita la distinción entre las dos reacciones. Sin embargo, también se puede escribir la ecuación al revés. Mira el siguiente ejemplo: A + B ⇋ C + DDe izquierda a derecha, . Esta es la reacción directa.Yendo de derecha a izquierda, . Esta es la reacción inversa.Pero también podríamos intercambiar la ecuación: C + D ⇋ A + BAhora es la reacción directa y es la reacción inversa.Si se dejan solas en un sistema cerrado, las reacciones reversibles alcanzan un estado de equilibrio químico dinámico. A menudo lo llamamos simplemente equilibrio para abreviar; otros químicos sabrán de qué está hablando.Hemos definido el equilibrio químico al principio del artículo. Un equilibrio químico dinámico tiene dos características definitorias:

  • Las velocidades de las reacciones hacia adelante y hacia atrás son iguales.

  • Las concentraciones de los reactivos y de los productos siguen siendo las mismas.

Volvamos a nuestro ejemplo:

En un estado de equilibrio dinámico, A y B reaccionan para formar C y D. Al mismo tiempo, C y D reaccionan para formar A y B. La cantidad de C y D que producimos se utiliza para rehacer A y B; la misma cantidad de A y B se reutiliza para hacer C y D una vez más. El proceso es continuo. En general, las concentraciones de A, B, C y D permanecen constantes. Esta reacción reversible ha alcanzado el equilibrio dinámico.

Una vez conceptualizado y definido lo que es una reacción reversible y un estado de equilibrio químico. Veamos, cuál es la utilidad del equilibrio químico.

¿Para qué sirve el equilibrio químico?

El equilibrio químico desempeña un papel importante en el mantenimiento de los sistemas biológicos. Por ejemplo, la sangre mantiene un pH estable gracias a un proceso constante de equilibrio dinámico. También, podemos utilizar el equilibrio químico con fines industriales ya que, a pesar de que las concentraciones de productos y reactivos en una reacción en equilibrio no cambian, podemos influir en la posición del equilibrio para cambiar estas concentraciones y mejorar el rendimiento de una reacción reversible.

Un ejemplo es el proceso de Haber. Se utiliza para producir amoníaco, un compuesto químico que se usa, principalmente, para la producción de fertilizantes. Los gases nitrógeno e hidrógeno reaccionan para producir amoníaco, que también está en estado gaseoso:

Tipos de equilibrio químico

Hay dos tipos diferentes de equilibrio químico que debes conocer:

  • Equilibrio homogéneo

  • Equilibrio heterogéneo

Equilibrio homogéneo

La palabra homogéneo proviene de las palabras griegas homos, que significa "lo mismo", y genos, que significa "raza" o "tipo". En un equilibrio homogéneo, todas las especies presentes se encuentran en el mismo estado. Por ejemplo, pueden ser todas líquidas, acuosas o gaseosas.

Un ejemplo es la formación del yoduro de hidrógeno o ácido yodhídrico a partir moléculas de hidrógeno y yodo, todas estas en estado gaseoso:

Equilibrio heterogéneo

La palabra heterogéneo también tiene una raíz griega, pero esta vez proviene de la palabra heteros, que significa "otro". En un equilibrio heterogéneo, las especies presentes se encuentran en varios estados diferentes.Un ejemplo es la descomposición del carbonato de calcio sólido. Este se descompone en óxido de calcio, otro sólido, y en dióxido de carbono, un gas:

El equilibrio químico y el principio de Le Châtelier

Le Châtelier fue un químico francés famoso por sus trabajos sobre el equilibrio químico. Propuso un principio para explicar cómo los sistemas en equilibrio dinámico responden a las condiciones cambiantes.

El principio de Le Châtelier afirma que si las condiciones de un equilibrio dinámico en un sistema cerrado cambian, la posición del equilibrio se desplazará para contrarrestar el cambio.

De acuerdo, ¡qué tal si lo digo en lenguaje llano, por favor!

Sabemos que si tomamos cualquier reacción reversible y la dejamos en un recipiente cerrado durante el tiempo suficiente, alcanzará el equilibrio químico dinámico. Las velocidades de las reacciones hacia adelante y hacia atrás son las mismas, y las concentraciones de productos y reactivos permanecen constantes. Sin embargo, Le Châtelier afirmó que si cambiamos las condiciones dentro del recipiente, podemos cambiar de la reacción en ambas direcciones. Por ejemplo, podríamos aumentar la temperatura, y esto podría favorecer la reacción directa. O podemos aumentar la presión, y esto puede favorecer la reacción hacia atrás. Esto se llama cambiar la posición del equilibrio. Si desplazamos el equilibrio hacia la derecha, decimos que el equilibrio favorece la reacción directa. Si lo desplazamos hacia la izquierda, decimos que favorece la reacción inversa.Sin embargo, el cambio de velocidad no es aleatorio. El sistema de equilibrio siempre intenta reducir el impacto del cambio de condiciones.

  • El aumento de la temperatura favorece la reacción endotérmica. Esto se debe a que la reacción endotérmica absorbe un exceso de calor.

  • El aumento de la presión favorece que la reacción produzca menos moles de gas. Esto se debe a que todos los gases ocupan el mismo volumen a la misma temperatura y presión, y tener menos moléculas de gas en un recipiente reduce la presión.

  • El aumento de la concentración de uno de los reactivos favorece la reacción directa. Esto se debe a que la reacción directa utiliza parte del exceso de reactivo.

  • En cambio, añadir un catalizador no cambia la posición del equilibrio. Esto se debe a que los catalizadores aceleran la velocidad global de la reacción, no favorecen una reacción concreta.

El principio de Le Châtelier es útil porque nos permite influir en el rendimiento de una reacción reversible. Veamos algunos ejemplos de la vida real.

Ejemplos de equilibrio químico

Hay muchos ejemplos de sistemas en equilibrio. Vamos a centrarnos en tres en particular:

  • La producción de metanol

  • La producción de etanol

  • La producción de amoníaco

Pero antes de adentrarnos en estos procesos, hay que entender las condiciones de compromiso.

Las condiciones de compromiso son condiciones que no necesariamente dan el mayor rendimiento del producto, pero que son las más económicas cuando se trata de equilibrar factores como el coste y la velocidad de reacción.

Tomemos de nuevo nuestra reacción general en la que intervienen A, B, C y D. Queremos maximizar el rendimiento de C y D. Digamos que la reacción directa es exotérmica. Según el principio de Le Châtelier, esto significa que al bajar la temperatura se incrementa la velocidad de la reacción directa: el sistema favorecerá la reacción exotérmica para intentar producir más calor. Por lo tanto, esto aumentará nuestro rendimiento de C y D.Sin embargo, la reducción de la temperatura disminuye la velocidad global de la reacción y, por tanto, reduce nuestro rendimiento. Mientras que una temperatura baja puede producir una gran cantidad de C y D, una temperatura alta da lugar a una velocidad de reacción más rápida. En su lugar, se utiliza una temperatura media. Esto tiene en cuenta tanto el rendimiento como la velocidad de reacción y, de hecho, nos da más C y D que una temperatura baja, simplemente porque la velocidad de reacción es mayor. Este es un ejemplo de condición de compromiso.Ahora veamos específicamente los ejemplos de los compuestos mencionados anteriormente.

Producción de metanol

Aquí está la ecuación para la producción de metanol:

Observa las siguientes condiciones:

  • La reacción directa es exotérmica. Esto significa que una temperatura más baja favorece la reacción directa y aumenta el rendimiento de metanol. Sin embargo, una temperatura baja reduce la velocidad de reacción, por lo que se utiliza una temperatura de compromiso de 500 K.

  • La reacción directa produce menos moles de gas. Esto significa que una mayor presión favorece la reacción directa y aumenta el rendimiento del metanol. Sin embargo, mantener una presión alta es caro, por lo que se utiliza una presión de compromiso de 10.000 kPa.

  • Utilizamos un catalizador de cobre para aumentar la velocidad global de la reacción.

Producción de etanol

Las condiciones para la producción industrial de etanol son muy similares a las de la producción de metanol. He aquí la ecuación y las condiciones:

  • La reacción directa es exotérmica. Esto significa que una temperatura más baja favorece la reacción directa y aumenta el rendimiento del etanol. Sin embargo, una temperatura baja reduce la velocidad de reacción, por lo que se utiliza una temperatura de compromiso de 570 K.

  • La reacción directa produce menos moles de gas. Esto significa que una mayor presión favorece la reacción directa y aumenta el rendimiento del etanol. Sin embargo, mantener una presión alta es caro, por lo que se utiliza una presión de compromiso de 6.500 kPa.

  • Utilizamos un catalizador de ácido fosfórico para aumentar la velocidad global de la reacción.

  • La adición de un exceso de vapor desplaza el equilibrio hacia la derecha y aumenta el rendimiento del etanol. Sin embargo, un exceso de vapor diluye el catalizador y ralentiza la velocidad de reacción. En cambio, el etanol se elimina a medida que se forma, disminuyendo su concentración y favoreciendo así la reacción directa.

Producción de amoníaco

El amoníaco se produce industrialmente mediante el llamado proceso Haber. De nuevo, sus condiciones siguen los mismos principios que la producción de metanol y etanol. Aquí está la ecuación:

Observa lo siguiente:

  • La reacción directa es exotérmica. Esto significa que una temperatura más baja favorece la reacción directa y aumenta el rendimiento del amoníaco. Sin embargo, una temperatura baja reduce la velocidad de reacción, por lo que se utiliza una temperatura de compromiso de 670 K.

  • La reacción directa produce menos moles de gas. Esto significa que una mayor presión favorece la reacción directa y aumenta el rendimiento del amoníaco. Sin embargo, mantener una presión alta es caro, por lo que se utiliza una presión de compromiso de 20.000 kPa.

  • Utilizamos un catalizador de hierro para aumentar la velocidad global de la reacción.

  • El amoníaco se elimina a medida que se forma, disminuyendo su concentración y, por tanto, favoreciendo la reacción directa .

Resumen

Aquí tienes una tabla práctica que te ayudará a comparar los tres procesos:

Puedes encontrar más información sobre el principio de Le Châtelier y cómo se aplica a estos tres procesos industriales en Principio de Le Châtelier.

Constantes de equilibrio

En el equilibrio dinámico, la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa y las cantidades relativas de productos y reactivos no cambian. Podemos expresar la relación entre las cantidades relativas de productos y reactivos en un sistema de este tipo mediante la constante de equilibrio, Keq.

La constante de equilibrio, Keq, es un valor que nos indica las cantidades relativas de reactivos y productos en un sistema en equilibrio.

Para una determinada reacción a una temperatura específica, Keq es siempre la misma. No importa la cantidad de productos o la cantidad de reactivos con la que se empiece, siempre que se mantenga la ecuación de la reacción y la temperatura, el Keq no cambiará. En cambio, si se modifica la temperatura o la ecuación de reacción, el Keq cambiará. Veamos ahora cómo y por qué ocurre esto.

Tipos de constantes de equilibrio

Las constantes de equilibrio son formas de expresar Keq en función de la concentración, las presiones y la disociación del agua, los ácidos y las bases débiles. Estos valores comparan la cantidad de productos de una reacción en equilibrio con la cantidad de reactivos.

Hay que tener en cuenta algo importante: para una reacción de equilibrio dada a una temperatura determinada, las constantes de equilibrio son siempre las mismas. Tomemos de nuevo nuestra reacción general en la que intervienen A, B, C y D. No importa con qué cantidad de A y B empecemos, siempre que mantengamos la misma temperatura, siempre acabaremos con la misma constante de equilibrio. Esto significa que siempre acabaremos con la misma proporción de C y D con respecto a A y B. También funciona a la inversa: si empezamos solo con C y D, y no con A o B, acabaremos con la misma constante de equilibrio.

Las constantes de equilibrio pueden verse afectadas por la temperatura, pero no se ven afectadas por variables como la concentración y la presión.

Existen varios tipos de constantes de equilibrio:

  • Kc

  • Kp

  • Kw

  • Ka

  • Kb

Kc

Kc es una constante de equilibrio que implica la concentración. Se trabaja con Kc cuando se tienen equilibrios que contienen especies gaseosas o acuosas.Esta es la ecuación de Kc. Puede parecer un poco complicada, pero no te preocupes, la explicaremos en un segundo:

Para la reacción ,

¿Qué significa todo esto? Bueno, los corchetes representan la concentración, así que [A]eqma significa la concentración de A en el equilibrio, elevada a la potencia de a. ¿Qué es a? Mira la ecuación general. a es la relación molar de A. Así que si tenemos dos moles de A en la ecuación, y la concentración de equilibrio de A es de 0,5 mol. dm-3, [A]eqma = 0,52.

Para calcular Kc, encontramos un valor similar para cada uno de nuestros productos y los multiplicamos. Luego, encontramos valores similares para cada uno de nuestros reactivos y los multiplicamos. A continuación, dividimos el valor del producto por el valor del reactivo para hallar Kc.

Tomemos la ecuación E(ac) + 2F(ac) ⇌ 2G(ac). Digamos que en el equilibrio, las concentraciones de E, F y G son 0,2, 0,3 y 0,4 respectivamente. Halla Kc.

Utilizando las concentraciones de equilibrio que nos han dado, la ecuación para Kc queda así:

Las unidades de Kc varían de una reacción a otra. Consulta las Constantes de Equilibrio para saber cómo calcularlas. También encontrarás ejemplos de cálculo de Kc para varias reacciones diferentes, y la ecuación de Kc para equilibrios heterogéneos.

Kp

El Kp es muy similar al Kc. Sin embargo, en lugar de concentraciones de equilibrio, utiliza presiones parciales de equilibrio.

La presión parcial es la presión que ejercería un gas si ocupara un recipiente por sí mismo.

Para calcular la presión parcial de un gas, necesitas conocer su fracción molar. Puedes encontrarla dividiendo el número de moles del gas en equilibrio por el número total de todos los moles de gas en el sistema. A continuación, multiplica la fracción molar por la presión total del sistema para encontrar la presión parcial del gas. Una vez que hayas hecho esto con todos los gases presentes, puedes calcular el Kp.El Kp toma la siguiente ecuación:

Para la reacción ,

Aquí, representa la presión parcial del gas A en el equilibrio - para facilitar, hemos dejado el signo eqm fuera.

Veamos un ejemplo.

Tomemos la ecuación . En el equilibrio, tenemos 1,5 moles de H, 1,5 moles de I, 3 moles de J y 2 moles de K. La presión total del sistema es de 400 kPa. Encuentra el valor de Kp para el sistema.

A continuación te explicamos cómo calcular Kp:

Kc se relaciona realmente con Kp mediante la ecuación . Esta se deriva de la ley de los gases ideales. Aquí, R representa la constante de los gases, T representa la temperatura en Kelvin, y representa el cambio en el número de moles en la ecuación original.

Puedes encontrar más información en Ley de los gases ideales.

Aquí, Kp no tiene unidades. Al igual que con Kc, las unidades dependen de la reacción individual. Consulta la Constante de Equilibrio Kp para saber más. También podrás ver más ejemplos.

Kw, Ka y Kb

Kw, Ka y Kb son constantes de equilibrio que implican la disociación de moléculas en iones en solución. Las moléculas solo se disocian parcialmente, lo que significa que el sistema forma un equilibrio dinámico.

  • Kw observa la disociación de las moléculas de agua en iones y .

  • Ka observa la disociación de las moléculas de ácido débil en iones y

  • Kb estudia la disociación de las moléculas de bases débiles en iones y

Sus ecuaciones se derivan de Kc. Sin embargo, ignoramos algunos de los términos de las ecuaciones. Esto se debe a que son tan grandes que son prácticamente constantes y superan a los otros valores.Para el agua:

Como antes, los corchetes representan la concentración. Recuerda que debes utilizar la concentración en el equilibrio; hemos dejado fuera el símbolo eqm para simplificar la ecuación. En este caso, también debes omitir la concentración del agua. Como el agua solo se disocia parcialmente en iones, la concentración del agua es un valor muy grande y, por tanto, es casi constante, así que podemos ignorarla.Para los ácidos débiles:

Y por último, para las bases débiles:

Explorarás Kw, Ka y Kb con mucha más profundidad en los artículos El producto iónico del agua y Ácidos y bases débiles.

Termodinámica del equilibrio químico

La termodinámica nos permite entender cómo varía la energía a lo largo de una reacción química. A continuación vamos a ver los conceptos clave para determinar los cambios en la energía de una reacción en equilibrio químico.

Energía libre de Gibbs

La cantidad de energía que es utilizable en una reacción, en condiciones de presión y temperatura constantes, se conoce como energía libre de Gibbs (G).

Podemos calcular la energía libre de Gibbs a partir de una fórmula derivada de la segunda ley de la termodinámica, usando los valores de entalpía y entropía de la reacción:

, donde:

H: Entalpía

T: Temperatura

S: Entropía

La diferencia en la energía libre de Gibbs entre los productos, Gfinal, y los reactivos, Ginicial, denominada ∆G, nos da información sobre la espontaneidad de una reacción, es decir, si la reacción, una vez iniciada, transcurre por sí misma o, por el contrario, requiere de una fuente de energía externa para continuar. Entonces:

  • Cuando ΔG en una reacción es positiva (ΔG > 0), es decir, es mayor la energía final que la inicial, significa que la reacción no es espontánea. Este tipo de reacciones se conocen como reacciones endergónicas. En este caso la reacción necesita un suministro energía adicional para seguir su curso.
  • Cuando ΔG en una reacción es negativa (ΔG < 0), es decir, es mayor la energía inicial que la final, significa que la reacción es espontánea. Este tipo de reacciones se conocien como reacciones exergónicas.

Recordemos que la constante de quilibrio Kp describe las concentraciones de reactivos y productos en una reacción en equilibrio en términos de sus presiones parciales.

En una reacción en equilibrio, podemos establecer la siguente relación entre Kp y ΔG:

, donde:

R: Constante de los gases ideales

T: Temperatura

Para profundizar más en los gases ideales R, dirígete a La ley de los gases ideales

Entalpía y entropía

La entalpía (H) es la energía que hay los enlaces que unen a los átomos de una molécula y la entropía (H) es una medida del grado de desorden de las moléculas dentro de la reacción.

El cambio en la entalpía de una reacción, denominada ∆H, nos permite determinar si la reacción absorbe o libera energía.

  • Cuando ΔH en una reacción es positiva (ΔH > 0), significa que la reacción absorbe energía. Este tipo de reacciones se conocen como reacciones endotérmicas.
  • Cuando ΔH en una reacción es negativa (ΔH < 0), significa que la reacción libera energía. Este tipo de reacciones se conocen como reacciones endotérmicas.

Una vez visto el concepto de entalpía, si queremos calcular el efecto de la temperatura en la constante de equilibrio o calcular ΔH dada la constante de equilibrio a dos temperaturas, podemos usar la fórmula:

Equilibrio Químico - Puntos claves

  • El equilibrio químico es un estado de una reacción química en el que las velocidades de las reacciones directas e indirectas son iguales y las concentraciones de los reactivos y productos no cambian. También se conoce como equilibrio dinámico.
  • Los tipos de equilibrio químico son el equilibrio homogéneo y el equilibrio heterogéneo. En un equilibrio homogéneo, todas las especies se encuentran en el mismo estado. En un equilibrio heterogéneo, las especies se encuentran en estados diferentes.
  • Muchas reacciones industriales de equilibrio utilizan condiciones de compromiso para equilibrar el coste y el rendimiento. Algunos ejemplos de reacciones de equilibrio en la industria son la producción de metanol, etanol y amoníaco.
  • Las constantes de equilibrio comparan la cantidad de productos con la cantidad de reactivos en un sistema en equilibrio. Se ven afectadas por la temperatura pero no por variables como la concentración y la presión. Algunos ejemplos son Kc y Kp.
  • La diferencia en la energía libre de Gibbs, ∆G, nos permite determinar si una reacción es endergónica (ΔG > 0) o exergónica (ΔG > 0).
  • El cambio en la entapía, ΔH, nos permite determinar si una reacción es endotérmica (ΔH > 0) o exotérmica (ΔH > 0).

Preguntas frecuentes sobre Equilibrio químico

Las constantes de equilibrio son valores que comparan la cantidad de productos de una reacción en equilibrio con la cantidad de reactivos. Kc se calcula en a partir de las concentraciones, Kp de las presiones de equilibrio y Kw, Ka y Kb implican la disociación de moléculas en iones en solución.

El principio de Le Châtelier afirma que si las condiciones (presión, temperatura o concentración) de un equilibrio dinámico en un sistema cerrado cambian, la posición del equilibrio se desplazará para contrarrestar el cambio.


El equilibrio químico es un estado de una reacción química en el que las velocidades de las reacciones hacia adelante y hacia atrás son iguales y las concentraciones de los reactivos y los productos no cambian. También se conoce como equilibrio dinámico.

Los tipos de equilibrio químico son el equilibrio homogéneo y el equilibrio heterogéneo. Se diferencian en que, en un equilibrio homogéneo, todas las especies se encuentran en el mismo estado. Mientras que. en un equilibrio heterogéneo, las especies se encuentran en estados diferentes.

El equilibrio químico desempeña un papel importante en el mantenimiento de los sistemas biológicos. Por ejemplo, la sangre mantiene un pH estable gracias a un proceso constante de equilibrio dinámico. También, podemos utilizar el equilibrio químico con fines industriales ya que, a pesar de que las concentraciones de productos y reactivos en una reacción no cambian, podemos influir en la posición del equilibrio para cambiar estas concentraciones y mejorar el rendimiento de una reacción reversible.


Cuestionario final de Equilibrio químico

Pregunta

¿Cuáles son las dos características de un equilibrio químico o dinámico?

Mostrar respuesta

Answer

  • La velocidad de la reacción directa e inversa son iguales.
  • Las concentraciones de productos y reactivos permanecen iguales.

Show question

Pregunta

¿Qué es una reacción reversible?

Mostrar respuesta

Answer

Una reacción en la que los productos pueden reaccionar para formar de nuevo los reactivos.

Show question

Pregunta

¿Cuáles son los dos tipos de equilibrio químico?

Mostrar respuesta

Answer

Apolar

Show question

Pregunta

¿Qué es un equilibrio homogéneo?

Mostrar respuesta

Answer

Un equilibrio en el que todas las especies presentes se encuentran en el mismo estado.

Show question

Pregunta

¿Qué es un equilibrio heterogéneo?

Mostrar respuesta

Answer

Un equilibrio en el que las especies presentes se encuentran en diferentes estados.

Show question

Pregunta

¿Qué es el principio de Le Châtelier?

Mostrar respuesta

Answer

Una explicación de cómo los sistemas en equilibrio dinámico responden a las condiciones cambiantes. Afirma que si las condiciones de un equilibrio dinámico en un sistema cerrado cambian, la posición del equilibrio se desplazará para contrarrestar el cambio.

Show question

Pregunta

Desplazar la posición del equilibrio hacia la derecha significa que el equilibrio favorece a ______.

Mostrar respuesta

Answer

La reacción directa

Show question

Pregunta

Desplazar la posición del equilibrio hacia la izquierda significa que el equilibrio favorece a _____.

Mostrar respuesta

Answer

Ambas reacciones por igual

Show question

Pregunta

Según el principio de Le Châtelier, el aumento de la temperatura de un equilibrio dinámico favorece la reacción _____.

Mostrar respuesta

Answer

Endotérmica

Show question

Pregunta

Según el principio de Le Châtelier, el aumento de la concentración de los reactivos favorece ______.

Mostrar respuesta

Answer

La reacción inversa

Show question

Pregunta

Según el principio de Le Châtelier, el aumento de la presión favorece a ______.

Mostrar respuesta

Answer

La reacción que produce menos moles de gas

Show question

Pregunta

Según el principio de Le Châtelier, la adición de un catalizador favorece _____.

Mostrar respuesta

Answer

La reacción directa

Show question

Pregunta

¿Qué son las condiciones de compromiso?

Mostrar respuesta

Answer

Condiciones que no necesariamente dan el mayor rendimiento del producto, pero que son las más económicas cuando se trata de equilibrar factores como el coste y la velocidad de reacción.

Show question

Pregunta

¿Qué produce el proceso Haber?

Mostrar respuesta

Answer

Amoníaco

Show question

Pregunta

¿Qué es KC?

Mostrar respuesta

Answer

Una constante de equilibrio que utiliza las concentraciones iniciales

Show question

Pregunta

¿Qué es Kp?

Mostrar respuesta

Answer

Una constante de equilibrio que utiliza la concentración porcentual

Show question

Pregunta

El aumento de la concentración de los reactivos aumenta el valor de KC. ¿Verdadero o falso?

Mostrar respuesta

Answer

Falso

Show question

Pregunta

La cambio en la presión de un equilibrio no tiene ningún efecto sobre KC. ¿Verdadero o falso?

Mostrar respuesta

Answer

Verdadero

Show question

Pregunta

¿Cuál de los siguientes factores afecta a KC?

Mostrar respuesta

Answer

Temperatura, presión y concentración

Show question

Pregunta

Los catalizadores afectan a la posición de equilibrio

Mostrar respuesta

Answer

Falso

Show question

Pregunta

¿Qué son las reacciones reversibles?

Mostrar respuesta

Answer

Las reacciones reversibles son reacciones que forman productos que, en condiciones diferentes, pueden reaccionar juntos para formar de nuevo los reactivos originales

Show question

Pregunta

¿Qué es el equilibrio dinámico?

Mostrar respuesta

Answer

El equilibrio dinámico es un estado de una reacción reversible, en el que las concentraciones de productos y reactivos permanecen constantes, y las velocidades de las reacciones directas e inversas son las mismas.

Show question

Pregunta

Cuando se alcanza el equilibrio dinámico, las velocidades de reacción de la reacción directa e inversa:

Mostrar respuesta

Answer

Son iguales

Show question

Pregunta

¿Qué afirma el principio de Le Chatelier?

Mostrar respuesta

Answer

El principio de Le Chatelier afirma que si las condiciones de un sistema cerrado cambian, la posición del equilibrio se desplazará para contrarrestar el cambio.

Show question

Pregunta

¿Cuáles de los siguientes factores afectan la posición de equilibrio?

Mostrar respuesta

Answer

Temperatura

Show question

Pregunta

En el quilibrio, el aumento de la temperatura favorece la reacción  ______

Mostrar respuesta

Answer

endotérmica

Show question

Pregunta

La disminución de la presión favorecerá la reacción que produce un ______ número de moles de gas.

Mostrar respuesta

Answer

mayor

Show question

Pregunta

Señala las afirmaciones correctas:

Mostrar respuesta

Answer

El aumento de la concentración de los reactivos favorecerá la reacción directa.

Show question

Pregunta

La perturbación de un equilibrio, desplaza la posición del equilibrio para favorecer al lado de la reacción que reduce la perturbación y se opone al cambio.

Mostrar respuesta

Answer

Verdadero

Show question

Pregunta

Cuando una reacción alcanza el equlibrio, la velocidad de la reacción directa es _____ a la velocidad de la reacción inversa.

Mostrar respuesta

Answer

Igual.

Show question

Pregunta

La constante Kc se define como: 

Mostrar respuesta

Answer

Kc es una constante de equilibrio que relaciona la concentración de reactivos y la concentración de productos en una reacción reversible en equilibrio. 

Show question

Pregunta

Cuanto más alto sea el valor de kc, ______ es la proporción de productos comparada con la de reactivos en el equilibrio.


Mostrar respuesta

Answer

Más alta.

Show question

Pregunta

El valor de Kc para una reacción en particular a determinada temperatura siempre ______, no importa con qué cantidad de productos o de reactivos se inicie.


Mostrar respuesta

Answer

Es el mismo.

Show question

Pregunta

En la ecuación para Kc, los términos entre corchetes significan: 

Mostrar respuesta

Answer

Concentración.

Show question

Pregunta

Una medida común de la concentración es: 

Mostrar respuesta

Answer

mol·dm-3.

Show question

Pregunta

El orden sugerido para analizar un problema de constante Kc es: 

Mostrar respuesta

Answer

Determinar número de moles iniciales, determinar cambio en el número de moles, determinar número de moles en equilibrio, determinar la concentración en equilibrio, calcular Kc.

Show question

Pregunta

¿Las unidades de Kc pueden ser adimensionales? 

Mostrar respuesta

Answer

Sí.

Show question

Pregunta

Si tenemos una mayor concentración de reactivos que de productos en el equilibrio.

Mostrar respuesta

Answer

Kc > 1.

Show question

Pregunta

Si tenemos una menor concentración de reactivos que de productos en el equilibrio.

Mostrar respuesta

Answer

Kc < 1.

Show question

Pregunta

¿Cómo se define Kp?

Mostrar respuesta

Answer

Kp es una constante de equilibrio basada en presiones parciales. Te dice la relación de productos a reactivos en una reacción en equilibrio.

Show question

Pregunta

¿Las unidades de Kp pueden ser adimensionales?

Mostrar respuesta

Answer

Sí.

Show question

Pregunta

¿Cómo se define la presión parcial?

Mostrar respuesta

Answer

La presión individual de un gas en un sistema.

Show question

Pregunta

¿Cómo se definen las fracciones molares?

Mostrar respuesta

Answer

Las fracciones molares representan el número de moles de una especie en comparación con el número total de moles en un sistema, como una fracción.

Show question

Pregunta

Al cambiar la temperatura de un sistema, la constante Kp: 

Mostrar respuesta

Answer

Cambia.

Show question

Pregunta

Al cambiar la temperatura del sistema la posición de equilibrio:

Mostrar respuesta

Answer

Cambia.

Show question

Pregunta

Cuando aumenta la concentración de los ______ se favorece la reacción directa.

Mostrar respuesta

Answer

Reactivos.

Show question

Pregunta

En una reacción reversible, no hay producción neta ni de reactivos ni de productos cuando ____.

Mostrar respuesta

Answer

El sistema está en equilibrio.

Show question

Pregunta

¿Qué es una reacción reversible?

Mostrar respuesta

Answer

Una reacción química en la que los reactivos forman productos, que a su vez pueden reaccionar para formar de nuevo los reactivos.

Show question

Pregunta

¿Qué es una reacción irreversible?

Mostrar respuesta

Answer

Es una reacción que se produce solamente en un sentido, es decir, los reactivos forman los productos y la reacción se termina.

Show question

Pregunta

¿Cuáles de los siguientes ejemplos son reacciones reversibles?

Mostrar respuesta

Answer

Disolver sal en agua.

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